Un métal de transition, ou élément de transition, est, selon la définition de l'IUPAC, « un élément chimique dont les atomes ont une sous-couche électronique d incomplète, ou qui peuvent former des cations dont la sous-couche électronique d est incomplète^[1] ». Cette définition correspond à des éléments partageant un ensemble de propriétés communes. Comme tous les métaux, ce sont de bons conducteurs de l'électricité. Ils sont solides dans les conditions normales de température et de pression, avec une masse volumique et une température de fusion élevées. Ils ont le plus souvent des propriétés catalytiques remarquables, aussi bien sous leur forme atomique que sous leur forme ionique. Ils peuvent former une grande variété d'espèces ioniques dans une gamme d'états d'oxydation étendue, grâce à la faible différence d'énergie entre ces différents états d'oxydation, ce qui donne lieu à des complexes diversement colorés en raison des différentes transitions électroniques au sein de la sous-couche d incomplète. Ils sont également susceptibles de former de nombreux composés paramagnétiques sous l'effet d'électrons non appariés dans la sous-couche d.

La définition de l'IUPAC conduit à ranger comme métaux de transition les éléments des groupes 3 à 11 du tableau périodique — y compris la plupart des lanthanides et des actinides — tandis que les éléments du groupe 12 — zinc ₃₀Zn, cadmium ₄₈Cd, mercure ₈₀Hg et copernicium ₁₁₂Cn — en sont exclus : ces derniers forment en effet des liaisons avec les électrons de leur sous-couche ns, où n est le numéro de la période, laissant leur sous-couche (n – 1)d complète, avec 10 électrons. En pratique, et par commodité, les manuels et de très nombreux ouvrages incluent les éléments du groupe 12 parmi les métaux de transition bien qu'ils ne répondent pas à la définition de l'IUPAC, ce qui permet d'assimiler les métaux de transition aux éléments du bloc d hors lanthanides et actinides ; ces derniers, qui répondent pour la plupart à la définition de l'IUPAC, sont parfois qualifiés de métaux de transition internes, mais ne sont généralement pas présentés comme des métaux de transition.

Sur la 6^e période, l'appartenance formelle du mercure à la famille des métaux de transition pourrait être établie par l'existence d'un composé à l'état d'oxydation supérieur à 2, mobilisant alors au moins un électron de la couche 5d. C'est précisément le cas du fluorure de mercure(IV) HgF₄, à l'état d'oxydation +4, observé en 2007 dans une matrice cryogénique de néon et d'argon à 4 K^[2] ; ce composé n'a cependant pas été observé l'année suivante lors d'une expérience semblable^[3], tandis que certains auteurs soulignent que, n'étant observable que dans des conditions hors équilibre^[4], il serait peu représentatif de la chimie de cet élément, qui devrait par conséquent être considéré comme un métal pauvre. Sur la 7^e période, le copernicium ₁₁₂Cn serait en revanche probablement un métal de transition, en raison d'effets relativistes stabilisant les orbitales 7s au détriment des orbitales 6d : l'ion Cn²⁺ aurait ainsi une configuration [Rn] 5f¹⁴ 6d⁸ 7s², avec par conséquent une sous-couche 6d incomplète. En solution aqueuse, il serait à l'état d'oxydation +2, voire +4^[5].

• Métaux du groupe du platine, éléments de transition typiques
• 
  Ruthénium ₄₄Ru.
• 
  Rhodium ₄₅Rh.
• 
  Palladium ₄₆Pd.
• 
  Rhénium ₇₅Re.
• 
  Osmium ₇₆Os.
• 
  Iridium ₇₇Ir.
• 
  Platine ₇₈.

La distribution des éléments du bloc d dans les différentes familles d'éléments chimiques peut être résumée par le tableau suivant :

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 :

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.

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 transition 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 transition 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].

• Métal
• Métal alcalin
• Métal alcalino-terreux
• Métal pauvre

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

• Beer P.D (1998). Transition-metal receptor systems for the selective recognition and sensing of anionic guest species. Accounts of chemical research, 31(2), 71-80.

• Portail de la chimie
• Portail des sciences des matériaux