Cobalt


Cobalt
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Cobalt
FerCobaltNickel
   

27
Co
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Co
Rh
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Informations générales
Nom, symbole, numéro Cobalt, Co, 27
Série chimique métaux de transition
Groupe, période, bloc 9, 4, d
Masse volumique 8,9 g·cm-3 (20 °C)[1]
Dureté 5
Couleur Blanc argenté, reflet gris
No CAS 7440-48-4 [2]
No EINECS 231-158-0
Propriétés atomiques
Masse atomique 58,933195 ± 0,000005 u[1]
Rayon atomique (calc) 135 pm (152 pm)
Rayon de covalence 1,26 ± 0,03 Å (low spin)[3]
1,50 ± 0,07 Å (high spin)[3]
Configuration électronique [Ar] 3d7 4s2
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 15, 2
État(s) d’oxydation +1, +2, +3, +4
Oxyde Amphotère
Structure cristalline Hexagonale
Propriétés physiques
État ordinaire solide (ferromagnétique)
Point de fusion 1 495 °C [1]
Point d’ébullition 2 927 °C [1]
Énergie de fusion 16,19 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 376,5 kJ·mol-1
Volume molaire 6,67×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 175 Pa à 1 494,85 °C
Vitesse du son 4 720 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 1,88
Chaleur massique 420 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 17,2×106 S·m-1
Conductivité thermique 100 W·m-1·K-1
Solubilité sol. dans HCl + H2O2 [4]
Énergies d’ionisation[1]
1re : 7,88101 eV 2e : 17,084 eV
3e : 33,50 eV 4e : 51,3 eV
5e : 79,5 eV 6e : 102,0 eV
7e : 128,9 eV 8e : 157,8 eV
9e : 186,13 eV 10e : 275,4 eV
11e : 305 eV 12e : 336 eV
13e : 379 eV 14e : 411 eV
15e : 444 eV 16e : 511,96 eV
17e : 546,58 eV 18e : 1 397,2 eV
19e : 1 504,6 eV 20e : 1 603 eV
21e : 1 735 eV 22e : 1 846 eV
23e : 1 962 eV 24e : 2 119 eV
25e : 2 219,0 eV 26e : 9 544,1 eV
27e : 10 012,12 eV
Isotopes les plus stables
iso AN Période MD Ed PD
MeV
56Co {syn.} 77,27 j ε 4,566 56Fe
57Co {syn.} 271,79 j ε 0,836 57Fe
58Co {syn.} 70,86 j ε 2,307 58Fe
59Co 100 % stable avec 32 neutrons
60Co {syn.} 5,2714 a β- 2,824 60Ni
Précautions
Directive 67/548/EEC[5]
Nocif
Xn
Phrases R : 42/43, 53,
Phrases S : 22, 24, 37, 61,
SIMDUT[6]
D2A : Matière très toxique ayant d'autres effets toxiques
D2A, D2B,
SGH[7],[5]
SGH08 : Sensibilisant, mutagène, cancérogène, reprotoxique
Danger
H317, H334, H413, P261, P280, P311, P342,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
Verre teinté de bleu par du cobalt

Le Cobalt est un élément chimique, de symbole Co et de numéro atomique 27 et de masse atomique 59. Il est utilisé en métallurgie (33%) pour les superalliages (22%) et les alliages durs (11%). Une part importante (22%) part dans la fabrication d'accumulateurs, secteur en pleine évolution et une autre (7%) pour la fabrication d'aimants. Le cobalt est également utilisé dans des secteurs non-métallurgiques comme la catalyse (11%), les pigments (9%), les pneus, les colles, les savons... La production mondiale de cobalt en 2006 était de 55 000 tonnes[8]. La chimie du cobalt en solution aqueuse et la formation de complexes est particulièrement riche.

Sommaire

Histoire

Des composés de cobalt sont utilisés depuis l'antiquité pour colorer le verre d'un bleu intense. Jusqu'au XVIIIe siècle, le terme de « cobalt » (du mot kobold, les minerais trop riches en cobalt donnant par fusion un speiss cassant qu'on ne savait pas traiter, les mineurs allemands le croyaient ensorcelé) désigne le minerai contenant cet élément.

En 1735, le chimiste suédois Georg Brandt (1694-1768) extrait de ce minerai un « semi-métal » nouveau qu'il nomme « cobalt »[9]. En 1745, il démontre que le cobalt est la cause de la couleur bleue que le minerai de cobalt communique aux verres[10], alors que l'on attribuait précédemment celle-ci soit au bismuth, soit au fer et à l'arsenic[11].

Pendant le XIXe siècle, le bleu cobalt fut produit par la fabrique norvégienne Blaafarveværket (70-80 % de la production mondiale) dirigée par l'industriel prussien Benjamin Wegner.

Les bases de la chimie de coordination furent posées par Alfred Werner au début du XXe siècle, essentiellement avec des complexes de cobalt. Ce chimiste suisse fut le premier à proposer que les complexes sont constitués d'un ion métallique entouré de ligands, et non d'un ion métallique accroché à une chaîne de ligands, comme le soutenaient les chimistes de l'époque à la suite de Jorgensen.

En 1938, John Livingood et Glenn Seaborg découvrirent le cobalt 60.

Utilisations

  • Dans les alliages, tels que:
    • Les super-alliages, pour certaines pièces dans les turbines à gaz.
    • Les alliages résistants à la corrosion
    • Les carbures
    • Les aciers rapides (pour la réalisation des outils de coupe).
    • Alliage prothèse dentaire (couronne par exemple)
  • Les aimants et médias d'enregistrement magnétique
  • Comme catalyseur dans l'industrie chimique et pétrolière
  • Comme agent séchant dans les peintures et les encres
  • Pour certaines électrodes de batterie d'accumulateurs (électrodes positives de nickel pour accumulateurs alcalins NiCd, NiMH et NiZn, et électrodes d'accumulateurs au lithium).
  • Comme additif alimentaire pour les animaux d'élevage, principalement les ruminants (bovins, ovins et caprins) et les lapins, pour permettre la production par leur flore digestive de vitamine B12[12].
  • Comme matière première pour la production par fermentation bactérienne de vitamine B12 destinée à servir d'additif alimentaire pour animaux d'élevage ou pour l'alimentation humaine.

Les qualités du cobalt en font l'une des huit matières premières stratégiques considérées comme indispensables en temps de guerre comme en temps de paix[13].

Cobalt 60 (isotope radioactif)

Article principal : cobalt 60.

Le cobalt 60 a de nombreuses utilisations comme source de rayons gamma, en raison de sa demi-vie relativement courte (5,27 ans), donc plus facile à éliminer en comparaison d'autres isotopes émetteurs de telles particules :

  • pour la radiothérapie ;
  • dans le traitement par radiation de la nourriture pour sa stérilisation ;
  • dans la radiographie industrielle pour repérer les défauts des pièces.

Toutefois, le cobalt 60 de synthèse (produit par exposition de cobalt « naturel », l'isotope 59, aux rayonnements neutroniques d'un réacteur nucléaire) n'est pas totalement pur, et contient toujours d'autres isotopes radioactifs à désintégration ε (epsilon), émetteurs de rayonnement gamma dangereux[14] car ce rayonnement hautement énergétique détruit les noyaux et les contamine en éléments radioactifs persistants.
De plus l'enrichissement et la purification du cobalt 60 nécessitent des techniques de centrifugation similaires à celles utilisées pour l'enrichissement des isotopes à usage militaire, techniques hautement surveillées car stratégiques au plan international.

Aussi, on préfère maintenant utiliser des accélérateurs d'électrons, semblables aux tubes cathodiques de nos moniteurs et téléviseurs mais à des niveaux d'accélération bien supérieurs, qui produisent des flux plus purs et mieux contrôlés de particules bêta. Mais leur utilisation nécessite un équipement beaucoup plus lourd qu'une simple capsule de cobalt 60. Cette méthode est de ce fait principalement utilisée en milieu industriel, et aujourd'hui aussi en milieu médical.

Toxicité, écotoxicité

A dose infime, c'est un oligoélément (présent dans la vitamine B 12, et utilisé contre l'anémie, car favorisant les globules rouges). Sa toxicité est cependant supposée depuis longtemps ; le mot cobalt provenant d'ailleurs de l'allemand kobalt ou kobold ; un esprit maléfique qui hantait les mines dans la tradition germanique. Le métal aurait été ainsi nommé par les mineurs qui en éprouvaient la toxicité (de plus, il dévalorisait ou dégradait les autres éléments minés comme le nickel).

Sa toxicité peut être double, due à ses propriétés chimiques et/ou radiotoxiques de ses isotopes radioactifs dont le cobalt 60, utilisés pour la recherche et en médecine nucléaire, par exemple sous forme d'aiguilles pour tuer des cellules cancéreuses.
Il peut agir en synergie avec d'autres métaux qui l'accompagnent souvent dans la nature (arsenic, et moindrement cuivre, nickel, manganèse).

Dans les écosystèmes : Le cobalt a été peu tracé dans les environnements aquatiques. Selon Ifremer, on en trouve de 1 à 5 ng.L−1 en mer et les fleuves pollués en amènent des quantités significatives (de 200 ng.L−1 ont été mesurées à faible salinité dans la Seine et son estuaire). La chair des bivalves en contient ; par exemple de 3 à 3,5 mg.kg−1 (poids sec) en hiver et de 0,8 à 1,2 mg.kg−1 en été chez des moules du Devon en 1977 et 1978.Des huitres du lagon de Navachiste au Mexique en contenaient de 0,3 à 1,9 mg.kg−1 (p.s.) en 1991[15]. La moule zébrée (moule d'eau douce) peut aussi en accumuler d'importantes quantités dans sa coquille.

Sa toxicité varie selon les organismes, les individus, le contexte et l'espèce chimique considérée (cobalt pur, en nanoparticule, cobalt II ou cobalt III, radioactif ou non, ou encore sels organiques et/ou inorganiques). Sa toxicité et sa mobilité pour les plantes et animaux augmentent avec l'acidité du sol.
Les pluies acides peuvent en accentuer la mobilité et la biodisponibilité, avec risque de bioaccumulation et bioturbation par certaines plantes, champignons et animaux.

Chez l'Homme : L'exposition au cobalt peut induire des affections pulmonaires (difficultés respiratoires évoluant éventuellement en asthme, ou pneumonie chez des travailleurs ayant respiré un air chargé en cobalt). Dans les années 60, certaines brasseries ajoutaient du cobalt dans leurs bières pour en stabiliser la mousse, ce qui a provoqué chez de grands buveurs de bière des nausées, vomissements et graves affections cardiaques. On n'a toutefois pas noté d'affections cardiaques chez les anémiques et femmes enceintes ayant été médicamentés au cobalt, mais des anomalies fœtales sont provoquées chez des animaux exposés en laboratoire à des taux élevés de cobalt lors de la grossesse.

Il est classé comme "cancérogène possible" par le Centre international de recherche sur le cancer ; car il provoque un cancer lorsqu'il est introduit dans un muscle ou sous la peau, mais il ne semble pas être cancérogène lorsqu'inhalé par animaux exposés via l'air, la nourriture ou l'eau.
Ce risque pourrait augmenter s'il s'agit de nanoparticules, mais il ne semble pas avoir fait l'objet de recherches.

Composés

La présentation des composés est structurée en composés binaires, ions en solution, puis complexes ; ceux-ci sont séparées en complexes de coordination, et bioinorganiques.

Composés binaires

Les composés binaires du cobalt contiennent un seul élément chimique en plus de Co

Oxydes et sulfures

Le cobalt a deux oxydes courants : CoO et Co3O4. Ce dernier est un composé à valence mixte avec deux éléments cobalt au degré d'oxydation III et un au degré II. Cet oxyde possède une structure spinelle normale. Il est formé à partir de CoO par chauffage entre 600 et 700 °C. L'oxyde Co2O3 a une existence douteuse.

Quelques sulfures existent, les plus courants sont

CoS2 qui possède une structure pyrite,
Co3S4 avec une structure spinelle
et l'oxyde non-stœchiométrique Co1-xS qui possède la structure NiAs.

Les sulfures de cobalt ne se trouvent dans la nature qu'associés à d'autres sulfures (nickel, fer, cuivre, etc.)

Halogénures

Les fluorures de cobalt existent à différent degrés d'oxydation : CoF2, CoF3 brun isomorphe de FeCl3 et CoF4 peu courant. Les autres halogénures n'existent qu'aux degrés d'oxydation II : CoCl2 bleu, CoBr2 vert et CoI2 bleu-nuit. Le cobalt est toujours entouré d'un octaèdre d'ions halogénure.

A part les fluorures qui sont peu solubles dans l'eau, les autres halogénures se dissolvent facilement et donnent des solutions rose-pale.

En solution aqueuse

Les ions

En solution aqueuse, la forme stable du cobalt est l'ion Co2+. L'ion Co(III) existe en solution aqueuse mais au sein de complexes (voir ci-dessous).

Précipitation

L'hydroxyde rose précipite vers pH = 7,5 pour une solution 0,01 M. Ce n'est pas Co(OH)2 qui précipite pur, mais des sels basiques aux compositions complexes. Ils s'oxydent à l'air en brunissant[16]. Le précipité est soluble en milieu ammoniacal (formation d'amminocomplexes).

Les ions Co(II) précipitent en présence d'ions oxalate, carbonate, ferrocyanure et sulfure notamment.

Complexation

Les ions Co(II) donnent avec les ions thiocyanate SCN- un complexe bleu. C'est une façon de les mettre en évidence. Le changement de coloration (rose → bleu) est dû à un changement de coordination: octaédrique (rose), tétraédrique (bleu). Cette bicoloration des complexes de cobalt intervient avec de nombreux autres ligands et sert de repère analytique.

Co(II) et Co(III) donnent avec l'ammoniac et les amines de nombreux complexes.

Les complexes permettent également de titrer les ions cobalt dans l'eau. Par exemple l'edta vers pH 10 (ajusté avec de l'ammoniac), le titrage se fait avec du noir ériochrome T (NET) comme indicateur de fin de réaction.

Oxydoréduction

Le potentiel d'oxydation de référence du couple Co(III)/Co(II) dans l'eau, donc de l'aquacomplexe, est E° = 1,83 V. C'est une valeur trop élevée pour que l'ion Co(III) existe en milieu aqueux.

Le potentiel d'oxydation de référence du couple Co(II)/Co est -0,28 V. Il est possible de déposer le cobalt par électrolyse. C'est une façon de le séparer d'autres ions, voire de le titrer par gravimétrie.

L'oxydation de Co(II) en Co(III) peut être utilisée comme méthode de titrage. Un oxydant de choix est le cérium(IV). Il faut que Co(III) soit stabilisé par un complexe. La méthode utilise l'ortophénantroline. L'indicateur de fin de titrage est l'ortophénantroline ferreuse[17].

Chimie de coordination

La chimie de coordination est née des travaux du chimiste Alfred Werner suite à l'étude de complexes de colbalt. C'est à leur sujet que la célèbre compétition avec Jorgensen (en) intervint, au dépens de ce dernier.

Bien qu'il existe des composés de coordination du cobalt à tous les degrés d'oxydation entre (-I) et (+V), la plupart des complexes sont aux degrés II et III. De part son nombre impair d'électrons, les complexes mononucléaires au degré (II) sont forcément paramagnétiques.

Géométrie des complexes

Les ligands anioniques monodentates : (Cl-, Br-, I-, SCN-, N3- les complexes sont souvent tétraédriques, donc bleus; C'est aussi le cas avec les complexes bidentates encombrés : salicylate, bétadicétonate substitués.

Quelques ligands donnent des complexes plan-carré, comme le diméthylglyoximate (ligand d'importance analytique), les porphyrines, les bases de Schiff, etc.

De nombreux ligands donnent des complexes octaédriques (eau, ammoniac, éthylènediamine, cyanure ...).

Spectroscopie des complexes

Diagramme d'orgel pour un ion d7
Diagramme de Tanabe-Sugano pour un ion d7

Les solutions aqueuses de cobalt sont rose pale. Dans le visible, trois bandes apparaissent sur le spectre :

8 000 cm-1 ; ε = 1,3 ; 4T1g(F) → 4T2g(F)
19 000 cm-1 ; ε = 4,8 ; 4T1g(F) → 4A2g(F)
21 000 cm-1 ; ε = 2,1 ; 4T1g(F) → 4T1g(P)[18]

Les coefficients d'absorbance ε sont faibles, traduisant des transitions interdites de symétrie (transition entre niveaux d).

Ces données s'interprètent à l'aide du diagramme d'Orgel ou du diagramme de Tanabe-Sugano.

Les différents niveaux du diagramme d'orgel ci-contre sont issus du terme 4F (fondamental de l'ion libre Co2+ ou de son premier niveau excité 4P. Ce sont donc tous des quadruplets de spin entre lesquels les transitions électroniques sont permises (de spin, elle reste interdite de symétrie).

Que ce soient des complexes tétraédriques ou octaédriques, tous sont sensés présenter trois bandes d'absorption dans la gamme d'énergie UV-visible. Dans les faits, la transition de plus haute énergie est l'élément le plus caractéristique du spectre. C'est donc 4A24T1(P) pour les complexes tétraédriques, et 4T1g(F) → 4T1g(P) pour les complexes octaédriques. L'enveloppe des bandes de ces transitions est généralement compliquée par la présence, dans la même gamme d'énergie, de transitions interdites de spin, mais dont l'intensité est renforcée par l'existence d'un couplage spin orbite[19].

Les autres transitions sont dans le proche infrarouge. Elles s'analysent bien avec le diagramme de tanabe-Sugano (en). Pour Co(H2O)62+, B = 980 cm-1 et Δo = 9 300 cm-1. La valeur de B est égale à 80% de la valeur B* = 1 120 cm-1 de l'ion libre Co2+.

Magnétisme

Cas du cobalt(II)

Les complexes octaédriques à bas champ et tétraédriques du cobalt(II) diffèrent dans leur propriétés magnétiques à cause de la contribution du moment orbital non nul dans le cas octaédrique, puisque le fondamental est un triplet d'orbital (terme T), alors que le fondamental des complexes tétraédriques est un singulet d'orbital (terme A).

Les moments magnétiques pour les complexes de niveau fondamental 4T1g(F) est généralement entre 4,7 et 5,2 M.B., alors qu'il devrait être de 3,89 si la seule contribution du spin était présente.

Dans le cas des complexes tétraédriques, la situation est compliquée pour une autre raison. Bien que le fondamental soit un singulet d'orbitale (terme A), une contribution orbitalaire intervient aussi, mais indirectement, par l'intermédiaire du premier niveau excité 4T2. Ainsi, les moments magnétiques des tétrahalogénocobaltate(II) sont :

CoCl42- : 4,59 M.B.
CoBr42- : 4,69 M.B.
CoI42- : 4,77 M.B.

Peu de complexes octaédriques à haut champ ont été étudiés.

Cas du cobalt(III)

A l'exception de quelques rares complexes comme CoF63-, les très nombreux complexes octaédriques du cobalt(III) sont paramagnétiques. Leurs 6 électrons remplissent le niveau électronique t2g en s'appariant, et le terme fondamental est 1A1g.

Chimie organométallique

De nombreux composés organométalliques du cobalt ont été préparés. Le plus célèbre d'entre eux, la vitamine B12, est présente dans a nature et est détaillée dans la section bioinorganique plus loin.

Composés carbonyles

Le cobalt étant dans la 9e colonne, il possède, au degré d'oxydation zéro, un nombre impair d'électrons. Il ne peut donc satisfaire la règle des 18 électrons (qui s'applique bien pour les composés carbonylés) qu'en créant au moins une liaison cobalt-cobalt. C'est le cas de Co2(CO)8, Co4(CO)12 ou Co6(CO)16 peuvent être formés. Les ponts entre cobalt existent sous plusieurs structure géométrique en équilibre, par exemple, pour le composé dinucléaire Co2(CO)8,

Equilibre entre deux formes pontées de l'octacarbonyledicobalt


Modèle moléculaire du tétracarbonylhydrogénocobalt(-I)

La réduction de Co2(CO)8 par un amalgame de sodium dans le benzène conduit à Co(CO)4-, qui est un cobalt au degré d'oxydation (-I). En milieu acide, celui-ci donne l'hydrure jaune pâle HCo(CO)4. Dans des conditions plus drastiques, il est même possible de former un cobalt au degré d'oxydation (-III). Les éléments chimiques de la même colonne (rhodium et iridium) se comportent de la même façon.

Les composés cobalt-carbonyles possèdent des applications industrielles puisqu'ils constituent le catalyseur des réaction d'hydroformylation.


Composés cyclopentadiényles

Cobaltocène et sa structure sandwich

Le cobaltocène Co(II)(C5H5)2 est un composé violet sombre, sensible à l'air, homologue du Ferrocène. Il est préparé à partir de cyclopentadiényle sodium et de CoCl2. Il est stable (à l'abri de l'air) jusqu'à 250 °C, mais sa grande réactivité par rapport à son homologue ferreux vient du fait qu'il possède 19 électrons dans sa sphère de coordination. Son nombre impair d'électrons lui confère une propriété paramagnétique avec un moment magnétique de 1,76 BM, en conformité avec la formule du spin seul. Il s'oxyde assez facilement en ion cobalticinium, de couleur jaune : Co(III)(C5H5)2+. Ce dernier résiste à une autre oxydation, il est même stable dans l'acide nitrique concentré.

Il existe aussi de nombreux composés semi-sandwiches du cobalt de formule Co(II)(C5H5)L2, L étant un ligand phosphine, carbonyle, etc.

Chimie bioinorganique

Le principal composé biologique du cobalt est la vitamine B12. Celle-ci fut extraite pour la première fois depuis des résidus de foie. Elle a été trouvée responsable de l'efficacité des traitements au fer, contre l'anémie, qui étaient d'autant plus efficaces qu'ils contenaient des impuretés à base de colbalt[20].

La vitamine B12 est un complexe organométallique du cobalt. L'ion cobalt y est au centre d'un noyau corinne. Une telle situation ressemble à celle du fer dans l'hémoglobine. En plus des 4 atomes d'azote du noyau corrine, le cobalt est entouré d'un atome d'azote appartenant à un résidu imidazole d'une désoxyadénosine. La 6e position est occupée par un groupe alkyle lié au cobalt par une liaison sigma. Cela fait de cette vitamine le seul composé organométallique existant dans la nature.

La vitamine B12 est isolée sous forme de cyanocobalamine, dans laquelle un goupre CN - remplace la désoxyadénosine à la cinquième position de coordination. D'autres substitutions de ce cinquième ligand peuvent être effectuées.

L'incorporation du cobalt dans le noyaux corrine donne à cet élément des propriétés rédox originales puisque trois formes existent suivant les conditions:

Co(I), vitamine B12s sous sa forme bleu-vert ;
Co(II), vitamine B12r sous sa forme marron ;
Co(III)-OH, hydroxocobalamine violette.

Ces différents états d'oxydation sont accessibles naturellement. Des composés modèles contenant du cobalt(II) compléxé par une base de Schiff peuvent reproduire ce comportement.

Le rôle biochimique de la vitamine B12 est de permettre l'isomérisation du type

Isomérie par vitamine B12

Dépollution

Pour extraire la forme ionique (dissoute) du cobalt d'un liquide on peut utiliser des chélateurs, des résine échangeuse d'ions, du charbon de bois activé, des techniques de nanofiltration, et peut-être bientôt des polymères susceptibles d'absorber ce polluant des systèmes de refroidissement des centrales nucléaires sont à l'étude.
Des chercheurs allemands et indiens[21] cherchent à développer des polymères capables de concentrer des isotopes de cobalt radioactifs pour traiter l'eau de refroidissement de centrales nucléaires : un nouveau procédé pour réduire les déchets radioactifs[22].

Ce cobalt provient de l'alliage d'acier spécial qui compose des tubes dans lesquels circule sous pression l'eau bouillante. Ce cobalt est bombardé de neutrons quand il passe dans le cœur du réacteur, ce qui donne des isotopes radioactifs (Co 60 ; dont la période de demi-vie radioactive dépasse 5 ans).

La nanostructure de ce polymère forme une « empreinte moléculaire », c'est-à-dire que les vides contenus par le polymère sont exactement à la forme d'un ion de cobalt. Ce polymère est en fait un produit antérieurement riche en ions cobalt qui a été passé à l'acide pour extraire le cobalt de la matrice ; Quand on place cette matrice dans un environnement contenant du cobalt, celui-ci tendrait à s'insérer dans les vides laissés par le passage à l'acide. Ainsi, une grande quantité d'isotopes radioactifs de cobalt en solution pourrait être piégée et éliminée avec ce polymère.

Production

Fragments purs (à plus de 99,9 %) de cobalt, raffinés par électrolyse, à côté d’un cube d’1 cm³ de cobalt de haute pureté (99,8 %), pour comparaison. Attention : la comparaison est faussée du fait du polissage du cube seul.

Ses principaux minerais se trouvent sous forme d'arséniures, de sulfures et d'oxydes. Actuellement, c'est l'Afrique qui détient l'essentiel des ressources en cobalt au niveau planétaire : la République démocratique du Congo concentre à elle seule la moitié des réserves connues. La Zambie est le premier producteur au monde, mais le minerai peut être fondu et raffiné dans diverses zones du monde. Toutefois, le Cameroun serait en possession dans son sous-sol de ce qui semble être le plus grand gisement de cobalt au monde, dans la zone forestière de l'est du pays. Ce gisement de grande importance devrait être mis en exploitation dans quelques années par le groupe américain Géovic[23]. Le groupe belge Umicore est leader mondial dans ce domaine.

Pays Tonnes  % du total
Finlande 7 990 18,5%
Canada 6 620 15,4%
Russie 4 654 10,8%
République populaire de Chine 4 576 10,6%
Zambie 4 570 10,6%
Total 5 pays 28 410 66%
Total monde 43 028 100,0

Chiffres de 2003, métal contenu dans les minerais et concentrés, source : L'état du monde 2005

Sources environnementales

Une des formes possibles de minerai de cobalt

Sources naturelles : (sols, érosion, volcans, eau de mer et feux de forêt. Le taux moyen dans le sol, dans le monde est de huit ppm (parties par million), mais variant de presque zéro à 6 450 ppm voire plus à proximité de mines (En Ontario, 16 et 17 ppm de cobalt ont été mesurés respectivement dans des parcs ruraux et de vieux parcs urbains[24])

Sources anthropiques : (eau, air et sol, et écosystèmes sont pollués par les mines et l'industrie du cobalt, les fumées des incinérateurs et issues de la combustion du charbon et du pétrole qui en contiennent une faible proportion, de même que les gaz d'échappement des véhicules et avions. Des contaminations accidentelles surviennent parfois (ex : 61 boutons d'ascenseurs suisse, d'origine française (produits avec un acier indien contaminé par du cobalt radioactif), émettaient environ 7000 bq chacun ; le transport de 14 de ces boutons suffisait à imposer d'appliquer l'accord européen relatif au transport international des marchandises dangereuses par route (ADR)[25]
Globalement, les sources principales sont les retombées des essais nucléaires, puis de l'accident de Tchernobyl. Leur radioactivité varie selon les lieux et diminue globalement progressivement avec le temps (Voir Figure 21 du rapport 2008 de la Division Radioprotection suisse ; « Césium 137 (en Bq/kg de matière sèche) dans les échantillons de sol de différentes stations de Suisse (1964–2008) » [25], et la figure 22 (« Strontium 90 dans divers échantillons prélevés entre 1950 et 2008 ») mais localement par lessivage, ruissellement puis bioconcentration les taux peuvent augmenter (dans les champignons, et les sangliers qui les mangent par exemple).

Hormis pour les travailleurs ou personnes exposées à des sources industrielles ou naturelles importantes, 99 p. 100 du cobalt que nous absorbons proviendrait de la nourriture, plutôt que de l'eau ou l'air [24]).

Voir aussi

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Articles connexes

Bibliographie

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Liens externes

Notes et références

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  2. Base de données Chemical Abstracts interrogée via SciFinder Web le 15 décembre 2009 (résultats de la recherche)
  3. a et b (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », dans Dalton Transactions, 2008, p. 2832 - 2838 [lien DOI] 
  4. (en) Metals handbook, vol. 10 : Materials characterization, ASM International, 1986, 1310 p. (ISBN 0-87170-007-7), p. 344 
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  6. « Cobalt » dans la base de données de produits chimiques Reptox de la CSST (organisme québécois responsable de la sécurité et de la santé au travail), consulté le 25 avril 2009
  7. Numéro index 027-001-00-9 dans le tableau 3.1 de l'annexe VI du règlement CE N° 1272/2008 (16 décembre 2008)
  8. Vigne J.L., ANDRE G, KAPALA, (2009). Données industrielles, économiques, géographiques sur les principaux produits chimiques, métaux et matériaux. 8e Ed. SFC Eds. http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm
  9. G. Brandt, Dissertatio de Semi-Metallis, Acta literaria et scientiarum Sueciae, vol. IV, 1735, pp. 1-12. Uppsla, 1742.
  10. G. Brandt, Cobalti nova species examinata et descripta, Acta Societatis regiae scientiarum upsaliensis, 1742, pp. 33-41. Stockholm, 1748.
  11. F. Delamare, Saffre, smalt, bleu d'esmail et azur, in Bleus en poudres, de l'Art à l'Industrie, Mines Paris, ParisTech, Les Presses, 2008, pp. 71-122.
  12. «Avis scientifique sur l'utilisation de composés du cobalt en tant qu'additifs dans l'alimentation animale», European Food Safety Authority, 2009.
  13. Avec le germanium (électronique avancée), le titane (sous-marins de chasse, alliage extrêmement résistant), le magnésium (explosifs), le platine (contacts aussi conducteurs que l'or pour l'aviation, circuits avec contacts rapides), le mercure (chimie nucléaire, instruments de mesure), le molybdène (acier) et le niobium (alliages spéciaux extrêmement rares). (Christine Ockrent, comte de Marenches, Dans le secret des princes, éd. Stock, 1986, p; 193.)
  14. En toute rigueur ce n'est pas l'isotope qui subit la désintégration ε qui émet le rayonnement gamma, mais la fraction de l'isotope produit dans un état excité. Mais comme la désexcitation (du nouvel isotope) suit la transformation radioactive, elle y est liée.
  15. Ifremer, Surveillance du milieu marin, travaux du Réseau National d'Observation de la Qualité du Milieu Marin ; Le RNO : programmes actuels - L'argent, le cobalt, le nickel et le vanadium dans les mollusques du littoral français - Les carottes sédimentaires, mémoire de la contamination ; Bulletin Ifremer, 2002 Télécharger en Pdf
  16. Charlot G. (1963). L'analyse qualitative et les réactions en solution. Ed. Masson et Cie. p.263.
  17. Charlot G. (1966). Les méthodes de la chimie analytique. Ed Masson et Cie.
  18. Figgis B.N. (1966). Introduction to Ligand Fields. Ed. Interscience Publishers, John Willey & Son, p.223.
  19. Cotton A. & Wilkinson G. (1972). Advanced inorganic chemistry. 3e éd, Ed. Willey interscience. p.880.
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  21. Börje Sellergren, de l'Institut de recherche environnementale (INFU) à l'Université technique de Dortmund,avec Sevilimedu Narasimhan du Centre de recherche nucléaire Bhaha de Kalpakkam (Inde)
  22. BE Allemagne numéro 462 (4/12/2009) - Ambassade de France en Allemagne / ADIT
  23. Geovic Mining Corp
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