Cobalt

Le cobalt, élément atomique n°27 de symbole Co : ses généralités, ses isotopes, son extraction, ses propriétés, ses utilisations et sa toxicité.

Le cobalt est un élément chimique figurant dans le groupe 9 du tableau périodique, dont le symbole est Co et son numéro atomique est 27. De couleur gris argenté, ce métal de transition dur est magnétique et ferromagnétique. Il est relativement rare dans la croûte terrestre. Cependant, il est présent en quantité significative dans les minerais de cobalt, de nickel et de cuivre.

Cet élément chimique est utilisé dans de nombreuses applications industrielles, notamment dans la production d’alliage de métaux durs pour les outils de coupe, les aimants permanents et les batteries rechargeables. Il entre également dans la composition des pigments colorés pour la céramique, le verre et les peintures. Dans le secteur de la médecine, il permet de produire des radioisotopes utilisés en radiographie et en tomographie. De nombreux secteurs tirent aussi profit des différentes propriétés de ce métal de transition. Il s’agit, notamment, des industries de l’automobile, de la construction et de l’aérospatiale. En effet, le cobalt s’avère indispensable dans la fabrication d’acier inoxydable. Il est toutefois utilisé à des quantités raisonnables. Une exposition excessive peut être toxique pour la santé humaine. Ce composant provoque des effets néfastes sur les poumons, le cœur et le foie sur le long terme.

Généralités, histoire du cobalt et découverte du corps simple

Possédant une structure électronique [Ar] 4s² 3d⁷, cet élément appartient au groupe du cobalt. Il est également constitué du rhodium (Rh) et de l’iridium (Ir). Il fait, entre autres, partie du groupe des métaux de transition, au même titre que le fer et le nickel. Ces éléments possèdent des propriétés physiques similaires à celles du cobalt. Néanmoins, la réactivité chimique de ce dernier est moins élevée.

Les civilisations anciennes ont su extraire les minéraux naturels de cobalt. Elles l’ont utilisé sous forme de peintures, vernis ou émaux. Les civilisations de Mésopotamie, notamment, se servaient de ces minéraux pour décorer des poteries et des vaisselles en terre cuite. Ce sont des archéologues qui ont découvert ces décors bleus (en Égypte vers 2600 av. J.-C et en Mésopotamie). D’ailleurs, il est important de rappeler que les Mésopotamiens sont à l’origine de Babylone.

Les perles de verre teinté au bleu de cobalt étaient couramment utilisées vers 2200 av. J.-C. Elles ont été trouvées dans l’Iran actuel. Cette technique de coloration du verre permet d’obtenir un bleu intense ou des émaux. Elle était également répandue dans le monde méditerranéen dès le IIIe siècle av. J.-C. Les pigments utilisés sont généralement des silicates et/ou aluminates de cobalt et de potassium. Connus sous le nom de safre ou smalt, ils étaient utilisés dans certains vitraux de style roman luxueux en Europe occidentale. Appelés « bleu de cobalt », les oxydes de cobalt ont été utilisés à la place de ces pigments.

Les dérivés trompeurs riches en cobalt étaient connus sous les noms traditionnels « Das Kobold » ou « Das Kobalt ». Ces termes ont été employés par les mineurs saxons en quête de métaux précieux. Ces minerais soufrés et/ou arséniés produisent des gaz malodorants ou des fumées toxiques d’oxydes d’arsenic lorsqu’ils sont soumis à un traitement métallurgique. Ils peuvent également émettre des émanations vénéneuses. En cas de surchauffe, ils se transforment en une matière fondue cassante à froid appelée « spiess » ou en des métaux durs et cassants. Ceux-ci sont riches en sulfure ou en arsenic, mais les métallurgistes ont du mal à les traiter et à les forger.

À l’époque, les mineurs croyaient que les mines étaient ensorcelées par des nains maléfiques et trompeurs, les « kobolds ». Ils leur attribuent une couleur bleuâtre. Ils étaient accusés de voler le métal précieux, notamment le cuivre, et le remplaçaient par des matériaux de qualité inférieure. Ces kobolds étaient considérés comme des êtres facétieux.

Les sous-produits de ces minerais sans valeur étaient appelés « Kobelet », « Kobolt » ou « Kobelt » en allemand vernaculaire. Paracelse a mentionné le « cobolt » pour la première fois en 1522, mais avec une orthographe plus latine. Le terme « cobaltum » ou « cobaltum » en latin a ensuite été adopté par l’Europe savante. Il convient également de noter que le terme technique « cobalt » a été utilisé en français pour désigner l’arsenic métallique réduit en poudre.

Le terme « cobalt » et sa variante « cobolt » désignaient le minerai ou ses résidus. Ils étaient autrefois considérés comme inutilisables jusqu’au XIXe siècle. Cependant, dès le XVIIe siècle, la mode allemande de la coloration en bleu, appelée « Blaufarbung », a donné une nouvelle utilité au minerai de cobalt. Les artisans de la chimie et du verre ont commencé à fabriquer d’excellents pigments bleus à partir de ces déchets. Il s’agit du smalt des verriers ou des céramistes, ainsi que du « bleu des crayons de charron ». Entre 1733 et 1738, Georg Brandt, un expert en minéraux arséniés, a entrepris d’identifier l’élément spécifique contenu dans ces minerais ou sous-produits miniers.

Les maîtres verriers de Murano à Venise avaient fait appel aux nains de Venise pour se procurer du minerai de cobalt. Ils s’en étaient servis pour fabriquer leurs célèbres œuvres colorées en bleu de Murano. Ces nains rapportaient le minerai des mines situées au nord des Alpes.

En 1735, le chimiste suédois Georg Brandt (1694-1768) avait prétendu avoir extrait d’un minerai un « semi-métal » blanc rougeâtre, dur et cassant. Il l’a nommé « cobalt ». En réalité, il s’agissait d’échantillons de métal impur. En 1745, il avait démontré que le cobalt était la cause de la couleur bleue. Celle-ci se transfère facilement sur les verres. Cette précision était importante. La communauté savante attribuait souvent cette teinte soit au bismuth, soit au fer et à l’arsenic. Grâce à Georg Brandt, le cobalt a été identifié comme l’élément responsable de la couleur bleue caractéristique des verres teintés.

Malgré leur importance, les découvertes de Georg Brandt passent pratiquement inaperçues à l’époque. Ce n’est qu’en 1780 que Torbern Olof Bergman avait réussi à préparer le métal pur. Il avait reconnu tardivement le rôle pionnier de Georg Brandt dans la découverte de cet élément. En 1798, les chimistes avaient remarqué des réactions avec les solutions ammoniacales de chlorure de cobalt CoCl₂. Elles donnent lieu à la formation de cristaux orangés stables à la chaleur, jusqu’à 180 °C. Ce corps se transforme en un autre corps stable plus foncé au-delà de cette température.

Aux XVIIIe et XIXe siècles, les pigments bleus de cobalt suscitaient un grand intérêt. Cela concerne particulièrement l’industrie de la céramique et celle de la porcelaine. Ce contexte a contribué au développement du « bleu de Sèvres ». Il en va de même pour le bleu de Thénard. Il est obtenu par calcination du phosphate de cobalt et de l’alumine gélatineuse. Toutefois, le bleu de cobalt est généralement un pigment composé d’oxyde de cobalt. Ce pigment est largement utilisé dans la fabrication des verres et des pâtes céramiques. Il est également utilisé dans l’émaillage et la décoration de couverts et de carreaux céramiques. Ces applications perdurent encore aujourd’hui.

Au cours du XIXe siècle, la fabrique norvégienne Blaafarveværket était le leader de la production de bleu cobalt. Elle était dirigée par l’industriel prussien Benjamin Wegner. Cette entreprise avait produit entre 70 % et 80 % de la production mondiale de ce pigment bleu populaire à l’époque.

L’utilisation directe du cobalt s’est multipliée avant la Belle Époque. Allié au fer et à l’acier, il permettait d’augmenter la dureté des matériaux obtenus. En outre, le revêtement d’une couche de métal cobalt offrait une protection efficace contre l’oxydation. Le cobalt est plus dur que le nickel. Le « cobaltage » a même commencé à rivaliser avec le nickelage dans certaines applications.

Au fil du temps, les sels de cobalt sont devenus courants dans les laboratoires de chimie. Ils ont permis de développer des encres sympathiques de plus en plus sophistiquées. Ils entrent aussi dans la fabrication des papiers indicateurs d’hygrométrie. Ceux-ci servent à mesurer l’humidité de l’air ou d’un mélange gazeux quelconque. Le papier hygrométrique, appelé papier cobalté, change de couleur du bleu au rose en fonction du taux d’humidité de l’air. Cette application pratique a rendu le cobalt encore plus populaire dans les laboratoires de chimie. Elle a contribué à sa renommée dans le domaine de la science.

La chimie en solution aqueuse du cobalt, et notamment la formation de complexes, est particulièrement riche. Le chimiste mulhousien Alfred Werner avait réalisé d’importants travaux au début du XXe siècle. Ils ont permis de poser les bases de la chimie de coordination. Ce chimiste naturalisé suisse en 1895 a été le premier à affirmer que les complexes sont constitués d’un ion métallique entouré de ligands. Une idée qui contredit les conclusions des chimistes de l’époque. Elle affirmait que les complexes étaient composés d’un ion métallique accroché à une chaîne de ligands. Les travaux d’Alfred Werner ont eu un impact considérable sur le développement de la chimie des complexes. Ils ont permis de mieux comprendre les propriétés du cobalt en solution aqueuse.

En 1938, les scientifiques John Livingood et Glenn Seaborg ont découvert le cobalt 60. Il s’agit d’un isotope radioactif du cobalt. Il émet des rayons gamma de haute énergie. Le cobalt 60 est utilisé dans la radiothérapie pour traiter certains types de cancer. Il est aussi utilisé dans le processus d’irradiation des aliments. Celui-ci est destiné à prévenir la contamination bactérienne et à prolonger leur durée de conservation. Cette découverte a ouvert la voie à de nouvelles applications du cobalt dans des domaines plus importants pour la société.

Lexique

Le mot « cobalt », de genre masculin, est apparu en français en 1549 sous la plume de Pierre Belon. Il décrivait alors le minerai cobaltifère et ses différentes utilisations métallurgiques. Ce terme est dérivé de l’allemand « kobold », qui signifie « lutin » ou « gobelin ». Il fait référence aux nains ou aux créatures mythiques associées à l’extraction minière. Le mot « cobalt » est maintenant largement utilisé pour désigner l’élément chimique de numéro atomique 27.

L’adjectif « cobaltifère » est utilisé pour qualifier les corps ou les matières contenant du cobalt. Les verbes « cobaltiser » ou « cobalter » désignent le fait de couvrir d’une couche de métal cobalt. Le « cobaltage » ou le « cobaltisage » correspond au dépôt protecteur de cobalt. Il s’agit généralement d’une mince couche appliquée sur la surface d’un autre métal plus fragile ou corrodable. Cette technique est largement utilisée pour protéger les métaux contre l’oxydation et la corrosion. Elle améliore aussi leur résistance à l’usure et aux hautes températures.

Les adjectifs « cobalteux » et « cobaltique » sont utilisés pour qualifier respectivement les sels et les composés de Co(II) et Co(III). Le terme « cobaltothérapie » désigne l’utilisation des rayonnements du cobalt 60 en thérapie du cancer. Cette méthode de traitement est basée sur les propriétés radioactives du cobalt 60. Celui-ci émet des rayons gamma de haute énergie qui peuvent détruire les cellules cancéreuses. La cobaltothérapie a été largement utilisée dans les années 1960 et 1970. Elle a été progressivement remplacée par d’autres techniques de radiothérapie plus ciblées et moins invasives. Cependant, elle reste parfois utilisée dans les pays en développement, car les équipements de radiothérapie modernes n’y sont pas encore disponibles.

Isotopes

Le cobalt est un élément monoisotopique et mononucléidique. Il n’existe à l’état naturel qu’un seul isotope stable, le ⁵⁹Co. Sa masse atomique standard est de 58,933195(5) u. Cependant, 28 radioisotopes artificiels de cobalt ont également été caractérisés. Le ⁶⁰Co est le plus stable, avec une demi-vie de 5,2714 ans, contre une demi-vie de 271,79 jours pour le ⁵⁷Co. Celle du ⁵⁶Co est de 77,27 jours, contre 70,86 jours pour la demi-vie du ⁵⁸Co. Ces isotopes radioactifs sont produits artificiellement à des fins médicales, industrielles et scientifiques.

Effectivement, tous les autres isotopes de cobalt ont une demi-vie inférieure à 18 heures. Pour la plupart d’entre eux, elle est même inférieure à une seconde. Le cobalt possède également 11 isomères nucléaires. Ce sont des formes excitées de l’isotope de cobalt. Elles se désintègrent rapidement en émettant des rayonnements gamma. Tous ces isomères ont une demi-vie inférieure à 15 minutes. Les isotopes et les isomères de cobalt sont étudiés en physique nucléaire et en radiochimie. Le but est de comprendre les propriétés des noyaux atomiques. Les recherches permettent aussi de développer de nouvelles applications en médecine nucléaire et en énergie nucléaire.

Cobalt 60 (isotope radioactif)

En médecine, le cobalt 60 est utilisé pour la radiothérapie et le traitement du cancer. En industrie, il est recouru pour la radiographie des soudures et la détection de fuites dans les pipelines. Il sert aussi à stériliser des aliments et des équipements médicaux. En agriculture, il est utilisé pour la stérilisation des insectes nuisibles. Le cobalt 60 améliore, entre autres, la qualité des cultures. En recherche scientifique, il est utilisé pour l’étude de la structure de la matière. Il permet aussi de produire des isotopes radioactifs à usage médical et industriel. Cependant, le cobalt 60 est également utilisé dans des armes nucléaires.

En radiothérapie, le cobalt 60 est utilisé pour traiter différents types de cancer. Cela concerne les tumeurs cérébrales, les cancers du col de l’utérus, les cancers de la prostate et les cancers du poumon. Les unités de médecine spécialisées en cancérologie utilisent des machines appelées « accélérateurs linéaires ». Elles servent à produire des rayons gamma à partir du cobalt 60. Il permet de détruire les cellules cancéreuses tout en préservant les tissus sains.

Dans l’industrie, le cobalt 60 est utilisé pour le contrôle qualité des matériaux par radiographie. Il aide à détecter les défauts des pièces, tels que les fissures, les soudures défectueuses ou les anomalies structurelles. Cette technique est utilisée dans de nombreux secteurs industriels. Cela concerne, notamment, l’aéronautique, l’automobile et la construction. Le cobalt 60 de synthèse n’est pas totalement pur. Il contient généralement des impuretés, notamment des isotopes radioactifs à désintégration epsilon (ε). Ces isotopes émettent des rayonnements gamma dangereux pour la santé. Ils peuvent endommager les noyaux des cellules et les contaminer avec des éléments radioactifs persistants. Il est important de manipuler le cobalt 60 avec précaution. Il faut prendre des mesures de protection appropriées pour les travailleurs et l’environnement lors de son utilisation. Des normes de sécurité strictes sont mises en place pour réglementer l’utilisation du cobalt 60 et garantir sa sécurité.

Occurrences de l’élément, extraction minière et purification

Le clarke est un élément chimique qui se trouve à des concentrations relativement faibles dans la croûte terrestre. Sa teneur est estimée entre 23 et 30 grammes par tonne. Il est souvent associé à d’autres métaux tels que le cuivre, le nickel, le plomb, l’argent et le fer. En raison de sa rareté, le clarke est considéré comme un élément précieux. Sa production est principalement issue de mines qui extraient ces métaux associés.

Le cobalt natif a été observé à l’état naturel sur Terre. Cependant, il n’a pas encore été officiellement reconnu par l’International Mineralogical Association (IMA) à cause de sa rareté. Cependant, le cobalt natif a été identifié dans des météorites. Il y est présent sous forme de petits grains. En général, cet élément métallique est plus couramment trouvé en combinaison avec d’autres éléments, tels que le nickel ou le fer. Il est aussi présent dans des minéraux tels que la cobaltite ou la linnaeite. La production de cobalt est principalement issue de mines de nickel et de cuivre. Il est considéré comme sous-produit de ces métaux.

Le magnésium est un élément chimique présent dans les silicates minéraux, tels que l’augite, la biotite, la hornblende et l’olivine. Toutefois, il est plus fréquent dans les roches magmatiques basiques et ultra-basiques telles que les gabbros et les péridotites. Ces roches sont formées à des profondeurs plus élevées dans la croûte terrestre. Elles sont riches en magnésium en raison de leur origine magmatique. Les minéraux riches en magnésium sont également abondants dans les roches ignées. Il s’agit des basaltes qui sont formés par le refroidissement rapide de la lave émise par les volcans. Le cobalt se trouve également sous forme de composés dans les nodules manganésifères du plancher marin de l’océan Pacifique. Ces nodules sont riches en différents métaux. Ils contiennent du manganèse, du fer, du nickel et du cobalt. De plus, les encroûtements cobaltifères sont des dépôts de minéraux riches en cobalt. Ils se forment à faible profondeur marine dans certains atolls polynésiens. Ces encroûtements sont formés par l’accumulation de sédiments riches en cobalt et autres métaux sur fond marin. Il s’agit du nickel et du cuivre. En raison de leur teneur en cobalt, ces encroûtements sont une source potentielle de ce métal précieux.

Minerais et extractions minières

Les minerais de cobalt sont principalement constitués d’arséniures, d’arsénio-sulfures, de sulfures, d’oxydes et d’arséniates. Ces minerais sont souvent associés à d’autres métaux tels que le cuivre, le nickel et le fer. Les teneurs en cobalt dans ces gisements sont généralement faibles. Elles peuvent être concentrées par des processus géochimiques ou par l’érosion naturelle. Par exemple, les minerais de cobalt peuvent être enrichis par des processus hydrothermaux. Ils impliquent le transport de métaux dissous dans des fluides chauds. De même, l’érosion naturelle peut concentrer les minerais de cobalt dans des dépôts alluviaux. Les sédiments riches en cobalt sont transportés par les cours d’eau et déposés dans des zones de faible énergie.

Les principaux minéraux constitutifs des minerais de cobalt comprennent la smaltite cubique CoAs₂. Elle est également connue sous le nom de smaltine. Les minerais contiennent aussi de la cobaltite orthorhombique CoAsS, autrefois appelée « cobaltine » ou « cobalt gris ». Ils contiennent, entre autres, des produits d’oxydation tels que l’érythrite Co₃(AsO₄)₂·8H₂O, autrefois appelée « fleur de cobalt ». D’autres minéraux de cobalt comprennent la modderite CoAs orthorhombique, la safflorite orthorhombique CoAs₂ et la clinosafflorite monoclinique CoAs₂.

Le cobalt contient aussi de la skuttérudite cubique CoAs₃-x et de l’alloclasite monoclinique CoAsS. Les smaltines étaient autrefois utilisées comme terme générique pour désigner les minerais arséniés de cobalt. Quant aux cobaltines, elles faisaient référence aux minerais sulfo-arséniés. Malgré leur rareté relative, ces minéraux sont d’importance économique en tant que source de cobalt. Il est utilisé dans de nombreuses applications industrielles, telles que les batteries rechargeables, les alliages métalliques et les catalyseurs.

L’extraction du cobalt est principalement réalisée à partir de minerais de cuivre, de nickel et parfois de plomb. Ils contiennent également des quantités significatives de cobalt. La carrolite CuS.Co₂S₃ est un exemple de sulfure mixte de cuivre et de cobalt. Celui-ci peut être extrait pour obtenir du cobalt. Les minerais de cuivre et de nickel peuvent être traités par diverses méthodes. Les chimistes utilisent la flottation pour séparer le cobalt des autres métaux. Une fois extrait, le cobalt peut être purifié et transformé en un large éventail de produits. Il s’agit des alliages, des pigments, des batteries rechargeables et des catalyseurs pour l’industrie chimique.

Les principaux producteurs de cobalt sont actuellement concentrés en Afrique, en particulier en République démocratique du Congo. Il produit environ 65 % de la production mondiale de cobalt. D’autres pays africains, tels que la Zambie et le Maroc, sont également des producteurs importants. En Amérique du Nord, le Canada et les États-Unis ont également des réserves importantes de cobalt. Cependant, l’exploitation minière y est moins développée qu’en Afrique. La Russie, l’Australie et la Nouvelle-Calédonie sont également d’importants producteurs de cobalt. Cette dernière était connue au XIXe siècle pour ses gisements de manganèse cobaltifère. Avec la croissance rapide de l’industrie des batteries rechargeables, la demande de cobalt devrait continuer à augmenter. Cette hausse pourrait conduire à l’exploration de nouveaux gisements et entraîner la réouverture de mines abandonnées dans le monde entier.

Les minerais sulfurés ou arséniés peuvent être concentrés à partir d’anciennes exploitations minières. Cela concerne le cobalt gris, la smaltine et la cobaltine, ainsi que d’autres minerais de cobalt. Ces minerais sont souvent traités par grillage à l’air. Il convertit les sulfures ou les arséniures de cobalt en oxyde de cobalt. Également appelé asbolane, il est disponible sous une forme généralement hydratée. L’asbolane peut ensuite être réduit en métal de cobalt. Il est obtenu soit en utilisant du gaz hydrogène, soit en utilisant du charbon de bois. Ce métal de cobalt purifié peut être utilisé dans une variété d’applications industrielles. Il s’agit de la production d’alliages, de pigments, de batteries rechargeables et de catalyseurs.

Dans les années 1990, les minerais de sulfures cobaltifères devaient contenir une teneur de 0,1 à 0,03 % en masse en cobalt pour être économiquement viables. Cependant, la majeure partie du cobalt est aujourd’hui un sous-produit des traitements de l’industrie extractive du cuivre. L’enrichissement du cobalt dans ces minerais est généralement réalisé par flottation à l’aide de lessives. Elles permettent de séparer les minéraux de cuivre et de cobalt des autres minéraux.

Cette méthode d’enrichissement permet de récupérer efficacement le cobalt à partir de minerais de cuivre à faible teneur en cobalt. Il a contribué à l’augmentation de la production de cobalt au fil des ans. Cependant, la demande croissante de cobalt pour la production de batteries rechargeables impose de nouveaux défis pour l’approvisionnement futur en cobalt. L’industrie extractive du cuivre ne peut pas répondre à la demande mondiale croissante de cobalt.

Les méthodes d’extraction du cobalt dépendent du type de minerai. Les sulfures de cobalt peuvent être extraits par pyrolyse. Ce processus consiste en une réaction chimique à haute température dans un environnement contrôlé. En revanche, les oxydes de cobalt sont généralement extraits à l’aide de procédés d’hydrométallurgie. Ils impliquent l’utilisation de produits chimiques pour dissoudre le cobalt à partir du minerai.

La séparation du cuivre et du cobalt est souvent réalisée lors des procédés d’électrolyse. Le cobalt peut être récupéré sous forme de métal purifié. Il faut environ 500 tonnes de minerai pour produire une tonne de cobalt purifié.

Au début des années 1990, la production annuelle de cobalt dans le monde était d’environ 40 000 tonnes. Cependant, la demande de cobalt a considérablement augmenté au cours des dernières décennies. Cette hausse a stimulé la recherche de nouveaux gisements de cobalt. Il en va de même pour l’exploration de méthodes alternatives.

Il est malheureusement connu que l’exploitation minière de cobalt en République démocratique du Congo (RDC) implique souvent le travail des enfants. Selon les estimations, environ 40 000 enfants sont exploités dans les mines de cobalt dans la province du Katanga en RDC. La production de cobalt y est concentrée. Ces enfants sont souvent contraints de travailler dans des conditions dangereuses et insalubres. Ils ne portent pas d’équipement de protection approprié. Ils sont exposés à des risques pour leur santé et leur sécurité. Cette situation est préoccupante pour les groupes de défense des droits de l’homme et de l’enfance. Ils appellent à des mesures pour mettre fin à l’exploitation des enfants dans les mines de cobalt. Ils luttent pour garantir des conditions de travail sûres et équitables pour tous les mineurs.

Propriétés physiques et chimiques du corps simple, préparation et alliages

Le cobalt est un métal brillant de couleur blanche, grise ou argentée avec des reflets rouges. Cassant et peu malléable, il a une densité comprise entre 8,8 et 8,9 à 25 °C. Quant à sa dureté, elle est de 5,5 sur l’échelle de Mohs. Cependant, le métal pur est suffisamment ductile et malléable pour être forgé, laminé à chaud et à froid. Il ne peut pas non plus être étiré en fil. Le cobalt est utile dans la fabrication de divers produits, comme les alliages métalliques, les aimants permanents et les outils de coupe. En outre, le cobalt est également utilisé dans l’industrie chimique et la production de batteries rechargeables. Il a effectivement une bonne stabilité chimique et une grande capacité à stocker de l’énergie.

Propriétés du corps simple

Le cobalt possède deux variétés allotropiques. La première, Co_α, est un cristal métallique de maille hexagonale. Elle possède des paramètres a = 2,507 Å et c = 4,069 Å. Sa densité va de 8,9 à 20 °C. Il s’agit de la variété la plus stable à température ambiante. La seconde variété, Co_β, a une maille cubique faces centrées, avec a = 3,544 Å. Elle est moins compacte et nettement moins stable en dessous de 400 °C. La transition de phase entre Co_α et Co_β entraîne une augmentation de volume de 0,3 %. Celle-ci se produit à une température de 417 °C ± 7 °C.

Cette transition est sensible à certaines impuretés spécifiques. Cependant, elle est lente. Il est courant qu’un mélange des deux variétés existe sur une large plage de températures. Cela explique les légères variations de propriétés physiques du métal cobalt. La variété Co_β est une forme métastable à température ambiante. Elle peut être obtenue par trempe ou par certains procédés d’électrolyse. La transition différée joue un rôle dans l’éclatement de certains dépôts cathodiques de cobalt par électrolyse.

Le cobalt est un métal ferromagnétique. Il peut conserver une forte aimantation à température ordinaire. Son point de Curie est d’environ 1 121 °C. Il s’agit de la température à laquelle il perd sa propriété magnétique ferromagnétique. La perméabilité magnétique du cobalt est d’environ 68, soit deux tiers de celle du fer. La perméabilité magnétique maximale est de 245. Le champ coercitif du cobalt est d’environ 707 A/m. Il s’agit de la force nécessaire pour annuler l’aimantation d’un matériau. Ces propriétés magnétiques font du cobalt un matériau important dans la fabrication d’aimants permanents. Ceux-ci sont utilisés dans de nombreuses applications, notamment les moteurs électriques, les haut-parleurs et les disques durs.

Le cobalt a une conductivité électrique de 26 % IACS (International Annealed Copper Standard). Il conduit l’électricité à environ un quart du taux de conductivité du cuivre pur. La conductivité électrique du cobalt est relativement faible. Il est tout de même utilisé dans de nombreuses applications électriques en raison de ses autres propriétés. Cela concerne sa dureté, sa résistance à l’usure et sa résistance à la corrosion. Le cobalt est souvent utilisé dans la fabrication d’alliages pour les contacts électriques, les fils résistants à la chaleur et les électrodes de soudage.

Le cobalt est un métal, dont la température de fusion est similaire à celle du fer. Cette caractéristique le rend également peu fusible. Sa température de fusion est d’environ 1 490 °C. Pour le cobalt pur, elle peut atteindre 1 495 °C. Le cobalt bout à une température d’environ 2 927 °C. Dans la pratique, il bout généralement entre 2 600 °C et 3 100 °C. Ces propriétés de fusion et d’ébullition élevées du cobalt sont importantes dans de nombreuses applications. Cela concerne la production de pièces pour les moteurs à haute température et les turbines à gaz. Le cobalt est aussi utilisé dans la fabrication de certains alliages résistants à la chaleur.

Le cobalt massif est généralement résistant à l’air et à l’eau à température ambiante. En effet, l’eau et l’air n’ont généralement pas d’action sur le métal cobalt. Cependant, il convient de noter que le cobalt finement divisé en poudre peut réagir avec l’air et s’enflammer rapidement. De plus, le cobalt en poudre n’est pas insoluble dans l’eau. Sa solubilité atteint 1,1 mg/L. Cette forme de cobalt est appelée « cobalt pyrophorique et pulvérulent ». Elle est obtenue par chauffage de l’oxyde de cobalt (II) CoO à haute température dans un courant de gaz hydrogène.

Cette poudre peut former des mousses de cobalt. Elles ont une capacité élevée à dissoudre le gaz hydrogène, atteignant jusqu’à 100 volumes de gaz par mousse de cobalt. En raison de ces propriétés, le cobalt finement divisé est utilisé dans certaines applications industrielles. Cela concerne la production de certains alliages et de catalyseurs.

Le cobalt massif résiste généralement à l’oxydation à température ambiante. En effet, il ne s’oxyde radicalement que lorsqu’il est chauffé au rouge, c’est-à-dire à des températures élevées. Dans ces conditions extrêmes, il peut réagir avec l’oxygène de l’air. Il forme de l’oxyde de cobalt (CoO) ou de l’oxyde de cobalt (II, III) (Co₃O₄). Ces oxydes peuvent avoir des applications industrielles, notamment dans la production de céramiques et de pigments. Cependant, le cobalt est également utilisé dans des applications où une résistance élevée à la corrosion est requise. Cela concerne les implants médicaux et les instruments chirurgicaux. Le cobalt est reconnu pour sa résistance à l’oxydation à température ambiante.

L’oxydation de la surface du cobalt se produit à des températures élevées, notamment entre 300 °C et 900 °C. Cette réaction est similaire à celle qui se produit lorsque le cobalt est chauffé au rouge. Au-delà de cette plage de températures, l’oxyde mixte se transforme en oxyde divalent de cobalt (CoO). Cette oxydation est nécessaire dans la production de certains matériaux. Toutefois, elle peut également altérer ses propriétés et sa performance dans certaines applications. Par conséquent, des mesures de protection peuvent être nécessaires. Cela concerne l’ajout d’un revêtement protecteur pour utiliser le cobalt dans de bonnes conditions.

Le cobalt se dilue rapidement dans les acides oxydants dilués. Il s’agit de l’acide nitrique, qui peut former un précipité rouge abondant de nitrate de cobalt Co(NO₃)₂. L’acide nitrique oxydant est capable de dissoudre le cobalt. Il est en mesure d’oxyder le métal en ions cobalt (II) et (III). L’attaque du cobalt est plus lente dans les acides non oxydants. Cela concerne l’acide chlorhydrique.

Toutefois, le processus est similaire avec dégagement de gaz hydrogène. Les acides non oxydants dissolvent le cobalt en ions cobalt (II). Cette réaction libère de l’hydrogène gazeux. Ces réactions chimiques peuvent avoir des applications industrielles. Elles sont utiles dans la production de certains produits chimiques, tels que les sels de cobalt. Ils sont utilisés dans la fabrication de pigments, de céramiques et de catalyseurs. Cependant, l’utilisation d’acides forts et concentrés doit être réalisée avec précaution. Ils sont reconnus pour leur potentiel corrosif et dangereux pour la santé et l’environnement.

Le traitement du cobalt avec des acides oxydants forts cause une passivation de surface. Cette couche protectrice d’oxyde de cobalt prévient l’oxydation ou la corrosion du métal. Cette passivation a des applications dans l’industrie. Le cobalt conserve ses propriétés chimiques et physiques.

En présence d’air, l’ammoniaque est capable de dissoudre le métal cobalt. Cette réaction permet de produire des sels de cobalt ou d’autres produits chimiques contenant du cobalt. Cependant, la manipulation de l’ammoniaque requiert beaucoup de précautions.

Quant aux bases fortes comme les hydroxydes alcalins, elles n’ont aucune action sur le cobalt. Cet élément métallique naturel résiste généralement aux réactions avec les bases fortes à température ambiante. Cette résistance permet au cobalt d’être utilisé dans les implants médicaux et les instruments chirurgicaux. Cependant, le cobalt peut réagir avec des bases fortes à des températures élevées. Cela peut altérer ses propriétés et sa performance dans certaines applications.

Préparation du corps simple

Au laboratoire, il existe une technique ancienne pour traiter les minerais arséniés. Elle consiste à chauffer le minerai avec du charbon de bois dans un flux d’air réducteur tel que le monoxyde de carbone. Elle permet d’extraire le cobalt sous forme métallique. Elle le sépare des autres éléments présents dans le minerai. Cependant, cette méthode est rarement utilisée dans l’industrie minière moderne en raison de son coût élevé et de son impact environnemental.

Aujourd’hui, les méthodes d’extraction modernes impliquent souvent l’utilisation de procédés hydrométallurgiques. Il s’agit de la lixiviation en tas ou de la lixiviation en cuve. Cette technique permet d’extraire le cobalt à partir des minerais arséniés. Ces méthodes sont généralement plus efficaces et moins coûteuses que les techniques traditionnelles de traitement du minerai.

Le sulfoarséniure de potassium est souvent utilisé pour extraire du cobalt à partir de solutions contenant des sels de cobalt. Aussi appelé dihydrogénoarséniate de potassium, cet élément est soluble dans l’eau, tandis que le sulfure de cobalt reste solide. Ce dernier est ensuite lavé pour éliminer les impuretés. Il est ensuite traité avec de l’acide sulfurique. Ce traitement permet de convertir le sulfure de cobalt en sulfate de cobalt. Il est ensuite traité avec de la potasse caustique. Cette étape permet d’obtenir un précipité d’oxyde de cobalt hydraté qui, une fois chauffé, est transformé en oxyde de cobalt. Celui-ci entre dans la production de pigments, de batteries, d’alliages et d’autres produits chimiques. Cependant, l’oxyde de cobalt obtenu par ce processus est souvent impur. Il nécessite une purification supplémentaire pour certaines applications spécifiques.

Si l’oxyde de cobalt est exempt d’impuretés, il peut être calciné avec du charbon actif pour obtenir du cobalt métal. L’oxyde de cobalt CoO est ensuite précipité de ces solutions par l’acide oxalique. Le CoO est ensuite dissous dans de l’ammoniaque pure. L’oxalate de nickel donne un précipité bleu verdâtre, tandis que l’oxalate de cobalt donne un précipité rose. Le précipité de CoC₂O₄ rose est décanté avec la liqueur restante. Par la suite, il est purifié par lavage et séchage avant d’être chauffé. Ce processus permet de décomposer l’oxalate de cobalt en métal cobalt solide et en gaz dioxyde de carbone. Le cobalt métal obtenu sert à produire les alliages, les aimants permanents, les piles, les catalyseurs et les pigments.

Le grillage des minerais sulfurés ou arséniés est une méthode courante pour obtenir du cobalt. Cette technique consiste à chauffer le minerai sulfuré ou arsénié pour le transformer en oxyde de cobalt avant de le réduire à l’aide de charbon ou de gaz hydrogène pour obtenir du métal cobalt impur. Cependant, la plupart des méthodes d’extraction du cobalt sont liées à la métallurgie extractive du cuivre.

Le procédé d’affinage du cobalt par électrolyse permet également de produire du cobalt de haute pureté. Dans ce procédé, les hydroxydes, oxyhydroxydes ou sulfates de cobalt sont utilisés comme matière première. Ils sont dissous dans une solution acide. Une électrolyse est réalisée pour obtenir du cobalt purifié sous forme de cathode. Cette méthode est souvent recourue pour produire du cobalt à usage médical ou exploité dans les applications de haute technologie.

Alliages à base de cobalt

Le cobalt est un élément clé dans la production d’alliages. Les aciers spéciaux au cobalt sont l’acier rapide au Co et molybdène Mo, ou acier au Co et tungstène W. Ils sont utilisés pour les outils de coupe rapides à haute température. L’acier martensitique N690Co est un exemple d’acier rapide au Cr avec Co, Mo et V.

Le cobalt est également un élément important dans la production de superalliages. Ayant une haute résistance à la corrosion, ces matériaux sont capables de supporter des températures élevées. Les superalliages sont utilisés dans les turbines d’avions, les moteurs de fusées et les réacteurs nucléaires, entre autres applications.

Les alliages de cobalt sont également utilisés pour produire des aimants permanents. Il s’agit des aimants AlNiCo ou des alliages contenant de l’aluminium, du nickel, du cobalt, du cuivre ou du titane. Les alliages de cobalt au samarium, tels que Sa_0,95Co_0,05, figurent parmi les meilleurs aimants permanents.

Le cobalt sert à fabriquer des outils de coupe, tels que les fraises et les forets HSS. Les outils HSS-CO (M35) contiennent 5 % de cobalt, contre 8 % pour les outils HSS-CO8 (M42). L’ajout de cobalt améliore la résistance à l’usure de ces outils. Il les rend plus adaptés à l’usinage de matériaux durs tels que le titane.

L’alliage de cobalt et de magnésium rend le cobalt malléable, tandis que celui de cobalt et de cuivre le rend ductile. De plus, le cobalt améliore également la dureté du nickel.

Le cobalt permet de produire des revêtements métalliques par dépôt d’électrolyse. Les bains de nickel-cobalt contiennent environ 30 % de cobalt. Ils rendent les revêtements brillants et résistants à la corrosion. Les propriétés de ces revêtements sont similaires à celles des revêtements de « chrome dur » à base de chrome (VI).

Les aciers au cobalt sont connus pour leur résistance à haute température et leur solidité. Ils sont également appréciés pour leurs propriétés magnétiques. Par exemple, les aciers contiennent 17 % de cobalt et 8 % de tungstène. Ils sont aussi composés de 2,5 % de chrome et de 0,75 % de césium. Ils peuvent être utilisés pour produire des aimants permanents à champs intenses allant de 5 000 à 10 000 gauss.

Le cobalt est un métal relativement léger et dur. Il résiste à la rayure et arbore une brillance argentée après polissage. Pour ces raisons, il est apprécié par les bijoutiers, orfèvres et joailliers. Les alliages de cobalt-chrome sont encore plus résistants à l’usure que le cobalt pur. Toutefois, ils perdent les propriétés ferromagnétiques du cobalt.

Il existe également d’autres alliages ferreux contenant du cobalt, tels que les FeNiCo. Ils sont déclinés en Fernico ou en Kovar. Le Permendur est un autre alliage contenant 58 % de fer, 40 % de cobalt et 2 % de vanadium. Il est utilisé pour la fabrication d’électroaimants. Le Comol est un alliage contenant 71 % de fer, 17 % de molybdène et 12 % de cobalt. Il permet de fabriquer des aimants permanents à champ de moyenne intensité.

Un alliage modèle connu sous le nom de FeNiCo (Fe_0,53Ni_0,29Co_0,18) présente un coefficient de dilatation proche du verre des ampoules électriques classiques. Il était utilisé pour le passage des fils dans ces ampoules.

Le cobalt est souvent utilisé en combinaison avec le fer et le nickel. Il permet d’obtenir des alliages ferreux ayant des propriétés magnétiques et thermiques uniques. Ces alliages sont utilisés dans les électroaimants et les ampoules électriques. Leur combinaison unique de propriétés en fait des matériaux précieux et polyvalents pour l’industrie.

Les superalliages réfractaires peuvent être composés de plusieurs éléments, dont le cobalt. Par exemple, les fontes HS-31 sont des superalliages. Ils contiennent 54 % de cobalt, 25,5 % de cuivre, 10,5 % de nickel et 7,5 % de tungstène. Le taux de fer est de 2 % seulement, tandis que celui du carbone est de 0,5 %. Les stellites sont d’autres superalliages très durs. Ils sont résistants à l’usure par les agents chimiques. Ils comportent 66 % de cobalt, 26 % de chrome, 6 % de tungstène et 2 % de carbone. L’alliage « vitellium » est un autre superalliage contenant du cobalt. Il est spécifiquement conçu pour les prothèses et l’ostéosynthèse. Il est composé de 65 % de cobalt, 30 % de chrome et 5 % de molybdène.

Chimie, corps composés et complexes du cobalt

Le cobalt présente plusieurs états d’oxydation, allant de -I à V. Ils lui confèrent une chimie complexe. Les sels ainsi que les composés divalents et trivalents sont les plus courants. Cependant, une instabilité du Co(III) est constatée en l’absence de complexation stabilisante.

Les composés carbonylés Co(CO)₃NO] et [Co(CO)₄]⁻ représentent le cobalt avec un état d’oxydation de -I. Le cobalt avec un état d’oxydation de 0 est illustré par des corps composés. Il s’agit des carbonyles Co₂(CO)₈] et Co₄(CO)₁₂]. Le cobalt avec un état d’oxydation de I est généralement présent sous forme de composés de coordination.

Le cation Co²⁺ est peu acide et stable. Il donne une couleur rose à ses solutions. Les sels de Co(II), également appelés composés cobalteux, sont souvent solubles dans l’eau. Ils présentent une couleur rose ou rouge en état hydraté. Il peut devenir bleu lorsqu’ils sont chauffés. Parmi les exemples de composés de coordination, on peut citer les complexes tétraédriques. Il s’agit de [Co(Cl)₄]^2-, [Co(Br)₄]^2-, [Co(SCN)₄]^2- et [Co(NO)₄]^2-. Les complexes octaédriques comprennent les [Co(H₂O)₆]²⁺ (rose) et [Co(NH₃)₆]²⁺ (jaune). Ils incluent aussi les [Co(NO₂)₆]^4- (jaune) et [Co(CN)₆]^4- (brun).

Les composés cobaltiques ou sels Co(III) sont difficiles à obtenir sans stabilisation. Il n’existe pas d’ion simple dans l’eau en raison de la forte oxydation qui libère de l’oxygène. Par exemple, CoF₃ est un agent fluorant, mais il est très instable sans complexation.

Pour obtenir un complexe précis de Co(III), plusieurs techniques peuvent être utilisées. L’ion Co2+ peut être oxydé par l’air ou un oxydant doux en présence de coordinats appropriés. Un complexe de coordination à base de Co²⁺ peut être directement oxydé. Un complexe de coordination déjà formé à base de Co³⁺ peut subir une substitution spécifique ou globale de coordinat (s).

La stabilisation des sels cobaltiques Co(III) est essentielle pour leur obtention. L’ion simple est instable en milieu aqueux. La complexation est souvent utilisée pour stabiliser les composés cobaltiques. Plusieurs techniques peuvent être utilisées pour obtenir des complexes précis de Co(III).

Le cobalt peut former un grand nombre de complexes de Co(III) avec divers ions et ligands. Il s’agit des complexes de coordination 6 en arrangement octaédrique avec des ions tels que le chlorure, l’iodure, le cyanure et l’hydroxyde. Vous avez aussi le carbonate, le nitrite, l’oxalate, l’ammoniac et les amines.

Les cobaltiammines sont des exemples de complexes de Co(III) couramment utilisés. Ils comprennent [Co(NH3)₆]³⁺ (jaune), [Co(NH₃)⁵. H₂O]³⁺ (rose), [Co(NH₃)⁵. Cl]²⁺ (pourpre), [Co(NH₃)⁵. CO₃]⁺ (pourpre), [Co(NH₃)³ et (NO₂)³] (jaune). D’autres exemples de complexes de Co(III) incluent le [Co(CN)₆]^3- (violet) et l’ion cobaltihexanitrite [Co(NO₂)⁶]^3- (jaune).

Les composés de cobalt avec un état d’oxydation de Co(IV) sont rares et instables en milieu aqueux. Ils ne se trouvent généralement qu’à l’état d’oxydes supérieurs, tels que K₂[CoIVO³] et CoO₂, ce dernier étant analogue à NiO₂.

En ce qui concerne la présentation détaillée des composés de cobalt, l’accent est mis sur quelques composés binaires. Ils sont suivis d’un tableau récapitulatif des principaux composés couramment connus. La chimie des ions en solution aqueuse est également abordée. Cela concerne les complexes de coordination. En outre, un aspect spécifique de la chimie de cobalt est mis en avant. Il s’agit, entre autres, de la vitamine B-12 qui est un composé bioinorganique emblématique.

Oxydes

Le cobalt a deux oxydes courants avec une maille cubique : CoO et Co₃O₄. Ce dernier est un composé oxyde de cobalt à valence mixte avec deux types d’ions de cobalt. L’un a un degré d’oxydation III et l’autre a un degré d’oxydation II. Cet oxyde a une structure spinelle normale. Elle est formée à partir de CoO par chauffage entre 600 et 700 °C. Actuellement, l’existence de l’oxyde Co₂O₃ reste incertaine.

L’oxyde de cobalt CoO sec est généralement vert foncé ou brun-vert. Il devient rose lorsqu’il est hydraté. Lorsqu’il est fondu avec des oxydes métalliques, il produit des corps de couleurs caractéristiques. Il s’agit du rose, du bleu et du vert (« vert de Rinmann » ou vert de cobalt). Ils contiennent respectivement de l’oxyde de magnésium MgO, de l’oxyde d’aluminium Al₂O₃ et de l’oxyde de zinc ZnO. L’oxyde de cobalt colore également en bleu la porcelaine, les verres, ainsi que la silice et divers silico-aluminates.

Sulfures

Il existe de nombreux sulfures de cobalt, parmi lesquels les plus courants et les plus simples sont :

le Co₃S₄, qui a une structure spinelle ;
le CoS₂ noir, qui a une structure pyrite ;
l’oxyde non-stœchiométrique Co_1-xS.

Les sulfures de cobalt sont souvent présents dans la nature. Ils sont associés avec d’autres sulfures tels que le nickel, le fer et le cuivre. Quelques exemples de sulfures de cobalt naturels incluent la jaipurite CoS hexagonale. Ils contiennent de la cobaltpentlandite Co₉S₈, de la cattiérite cubique CoS₂ et de la linnaéite Co₃S₄.

Arséniures

L’arséniure de cobalt CoAs présente une particularité : il est polymorphe. Il existe sous deux formes cristallines différentes. La première forme, appelée modderite, possède une maille orthorhombique et une couleur gris acier. La seconde forme, nommée langisite, a une maille hexagonale et une couleur rose.

Ces deux formes cristallines de l’arséniure de cobalt ont des propriétés physiques distinctes et peuvent être utilisées dans différentes applications. Par exemple, la modderite peut être utilisée comme matériau conducteur pour les semi-conducteurs. La langisite peut être utilisée pour la fabrication de cellules solaires ou de dispositifs de stockage d’énergie.

Halogénures

Les fluorures de cobalt se présentent sous différents degrés d’oxydation. Il s’agit des CoF₂, CoF₃ (de couleur brun et isomorphe de FeCl₃) et CoF₄ (peu courant). Les autres halogénures existent uniquement au degré d’oxydation II, à savoir le CoCl₂ (bleu sous sa forme anhydre), le CoBr₂ (vert) et le CoI₂ (bleu nuit). Dans tous les cas, le cobalt est entouré d’un octaèdre d’ions halogénure.

Les halogénures de cobalt sont facilement solubles dans l’eau et produisent des solutions rose-pâle. Seuls les fluorures sont peu solubles dans l’eau. Le dichlorure de cobalt est couramment utilisé pour détecter la présence d’eau ou d’humidité. Lorsqu’il est humecté, il vire au rose.

Chimie en solution aqueuse

La forme stable du cobalt est l’ion Co²⁺ en solution aqueuse. Il se présente sous forme d’un composé de coordination 6 octaédrique avec six molécules d’eau, [Co(H₂O)₆]²⁺. Les sels de cobalt divalent peuvent être dissous dans une quantité d’eau importante. Ils ont généralement une couleur rose fleur de pêcher ou rose grenat. Lorsque les solutions sont plus concentrées et sont chauffées, elles deviennent bleues.

Les ions

L’ion Co(III) peut exister en solution aqueuse. Il est généralement présent sous forme de complexes. Ceux-ci sont des composés de coordination dans lesquels le cobalt est entouré d’autres ions ou molécules. Ils forment un arrangement géométrique spécifique.

Précipitations des ions Co(II)

L’ion cobalt peut être précipité par des ions hydroxydes. Ce processus se produit seulement à froid et à un pH d’environ 7,5. La solution obtenue a une concentration d’environ 0,01 M. Cependant, cela ne produit pas initialement du Co(OH)² pur. Ce sont plutôt des sels basiques de couleur bleue. Pour obtenir la formation de l’hydroxyde de cobalt Co(OH)² rose, il est nécessaire de chauffer la solution.

Il convient de noter que l’hydroxyde de cobalt peut se redissoudre en présence d’un excès d’alcalis ou de bases concentrées. Cette réaction se produit principalement en présence de l’ion cobaltite bleu.

Les sels basiques obtenus à froid deviennent roses lorsqu’ils sont traités avec un excès d’alcalis à froid. Cependant, ces compositions complexes peuvent s’oxyder à l’air et brunir.

Les précipités d’hydroxydes de cobalt sont solubles dans un excès d’ammoniaque. Cela concerne les premiers précipités d’hydroxyde de cobalt bleu-verdâtre obtenus en milieu légèrement ammoniacal. En effet, la formation d’amminocomplexes se produit en milieu ammoniacal plus concentré.

Lorsque de l’ammoniaque est ajoutée à une solution neutre contenant de l’ion cobalt, cela peut provoquer une précipitation. L’ammoniaque peut réagir avec l’ion cobalt pour former un composé insoluble. Il se manifeste sous forme de précipité. Cela peut être utilisé comme une méthode pour identifier la présence de l’ion cobalt dans une solution. Il réagit spécifiquement avec l’ammoniaque pour produire cette réaction, mais uniquement dans des conditions spécifiques. Par exemple, lorsque la solution est acide ou très basique, elle peut interférer avec la formation du précipité. Elle donne des résultats différents.

Le complexe cobaltiammine de couleur jaune est facilement oxydable en présence d’air. Cela conduit à la formation d’un complexe aminé de cobalt (III) de couleur brun-rouge. Il est représenté par la formule [Co(NH₃)₆]³⁺. Ce dernier est stable et résiste à l’action de la soude ou de la potasse.

L’utilisation d’un tampon contenant de l’acétate de sodium peut améliorer la formation du précipité dans une solution aqueuse. Contrairement à ce qui se produit avec les ions Ni²⁺, il n’y a ni formation de colloïdes ni suspensions stables. Il est important de noter que l’ajout d’acide tartrique peut empêcher la précipitation de CoS en formant des complexes solubles. En outre, le CoS est peu soluble dans les solutions acides diluées. Cette propriété peut être utilisée dans une méthode de séparation des ions cobalteux. Elle implique la formation, la purification et l’attaque de CoS par l’acide nitrique concentré ou l’eau régale.

Les carbonates alcalins en solution contiennent des ions carbonate. Ils peuvent provoquer la précipitation de sels basiques de cobalt de couleur rose, tels que le solide rose-rouge CoCO₃. Cependant, en présence de carbonate d’ammonium, il peut y avoir une redissolution du précipité selon l’équation précédente. Les ions cobalt (II) peuvent également précipiter en présence d’autres ions. Il s’agit des phosphates, des oxalates, des ferrocyanures et des mercurithiocyanates.

Complexation

Les ions Co(II) peuvent être mis en évidence en formant un complexe bleu caractéristique avec les ions thiocyanates SCN. Il est représenté par [Co(SCN)₄]². Ce changement de couleur (rose bleu) est dû à un changement de coordination. Elle passe d’un arrangement octaédrique (rose) à tétraédrique (bleu). Cette bicoloration est observée avec de nombreux autres ligands. Il sert de repère analytique pour les complexes de cobalt. Les cobaltiammines sont formées avec de l’ammoniac ou des amines. Ce sont également des complexes colorés pouvant être utilisés pour titrer les ions cobalt dans l’eau. Par exemple, l’indicateur de fin de réaction utilisé est le noir ériochrome T (NET). Cela concerne le titrage de l’ion cobalt avec l’edta à un pH de 10 (ajusté avec de l’ammoniac).

Oxydoréduction

Le potentiel standard du couple Co(III)/Co(II) dans l’eau est de E° = 1,83 V/ESH. Il rend le complexe [Co(H₂O)₆]³⁺ instable dans l’eau. La valeur du potentiel standard est supérieure à celle de l’oxydation de l’eau. Le potentiel standard du couple Co(II)/Co est de -0,28 V/ESH, permettant ainsi de déposer le cobalt par électrolyse et de le séparer d’autres ions en chimie analytique, voire de le titrer par gravimétrie.

L’oxydation de Co(II) en Co(III) peut être utilisée comme méthode de titrage, par exemple avec le cérium (IV). Cependant, le potentiel standard d’oxydation du cobalt est supérieur à celui du couple Ce(IV)/Ce(III). De ce fait, il n’est pas possible de titrer directement une solution de Co(II). Pour abaisser le potentiel standard, il est possible de complexer le Co(III) en utilisant l’ortophénantroline. L’indicateur de fin de titrage est l’ortophénantroline ferreuse. Il est également possible de suivre ce titrage par potentiométrie.

Chimie de coordination

Alfred Werner a contribué à la naissance de la chimie de coordination en étudiant les complexes de cobalt. Il était en compétition avec Jorgensen dans cette recherche. Aujourd’hui, la théorie du champ des coordinats décrit les composés de coordination. Elle combine les propriétés magnétiques, spectroscopiques, structurales et thermodynamiques.

Il existe des composés de coordination du cobalt à tous les degrés d’oxydation entre (-I) et (+V). Toutefois, la plupart des complexes se trouvent aux degrés II et III. En raison de son nombre impair d’électrons, les complexes mononucléaires au degré (II) sont inéluctablement paramagnétiques.

Géométrie des complexes

Les complexes contiennent des ligands anioniques monodentates tels que Cl, Br, I, SCN et N3. Ils sont souvent tétraédriques et ont une couleur bleue. Cela est également vrai pour les complexes bidentates encombrés tels que le salicylate et le bétadicétonate substitué. Certains ligands donnent des complexes plan-carré. Il s’agit du diméthylglyoximate (un ligand important en analyse), les porphyrines et les bases de Schiff. De nombreux ligands donnent des complexes octaédriques, tels que l’eau, l’ammoniac, l’éthylènediamine et le cyanure.

Spectroscopie des complexes

Les solutions contenant du cobalt en solution aqueuse ont une teinte rose pâle.

Les coefficients d’absorbance sont généralement faibles pour les complexes de cobalt. Ils indiquent des transitions interdites de symétrie (transitions entre niveaux d). Ces données peuvent être interprétées à l’aide du diagramme d’Orgel ou du diagramme de Tanabe-Sugano. Les différents niveaux du diagramme d’Orgel sont issus du terme 4F. Il est le fondamental de l’ion libre Co²⁺ ou de son premier niveau excité 4P. Tous les niveaux sont des quadruplets de spin. Les transitions électroniques sont permises, mais la symétrie est interdite.

Que les complexes soient tétraédriques ou octaédriques, ils sont censés présenter trois bandes d’absorption dans la gamme d’énergie UV-visible. Dans la pratique, la transition de plus haute énergie est l’élément le plus caractéristique du spectre. Il s’agit du ⁴A₂ → ⁴T₁(P) pour les complexes tétraédriques et du ⁴T_{1 g}(F) → ⁴T_{1 g}(P)pour les complexes octaédriques. L’enveloppe des bandes de ces transitions est généralement compliquée. Cette complication est due à la présence dans la même gamme d’énergies, de transitions interdites de spin. Toutefois, leur intensité est renforcée par l’existence d’un couplage spin-orbite.

Magnétisme : cas du cobalt (II)

Les propriétés magnétiques des complexes de cobalt (II) diffèrent entre les complexes octaédriques à bas champ et les complexes tétraédriques. Cela est dû à la contribution du moment orbital non nul dans le cas octaédrique. En effet, le fondamental des complexes octaédriques est un triplet orbital (terme T). Quant au fondamental des complexes tétraédriques, il s’agit d’un singulet orbital (terme A).

Le moment magnétique pour les complexes de niveau fondamental ⁴T_{1 g}(F) est généralement compris entre 4,7 et 5,2 M.B. Il devrait pourtant être de 3,89 M.B., à condition que seule la contribution du spin soit présente. Dans le cas des complexes tétraédriques, la situation est plus complexe pour une autre raison. Le fondamental est un singulet orbital (terme A). Toutefois, une contribution orbitale intervient également de manière indirecte via le premier niveau excité ⁴T₂.

Magnétisme : cas du cobalt (III)

La plupart des complexes octaédriques de cobalt (III) sont à bas spin et paramagnétiques. Des exceptions sont notées sur quelques complexes rares tels que CoF₆₃. Les 6 électrons des complexes à bas spin remplissent le niveau électronique t_{2 g} en s’appariant. Le terme fondamental est¹A_{1 g}.

Chimie organométallique

Il existe de nombreux composés organométalliques de cobalt qui ont été synthétisés. Le plus célèbre d’entre eux est la vitamine B12. Elle est présente dans la nature.

Composés carbonyles

Étant situé dans la 9^e colonne, le cobalt possède un nombre impair d’électrons à l’état d’oxydation zéro. Cela le rend incapable de satisfaire la règle des 18 électrons, qui s’applique aux composés carbonylés. Il ne forme aucune liaison cobalt-cobalt. Ainsi, des composés tels que Co₂(CO)₈, Co₄(CO)₁₂ou Co₆(CO)₁₆ peuvent être formés. Des ponts entre les atomes de cobalt existent sous différentes structures géométriques en équilibre, comme dans le cas du Co₂(CO)₈.

La réduction de Co₂(CO)₈ par un amalgame de sodium dans le benzène conduit à la formation de Co(CO)₄. C’est un cobalt à l’état d’oxydation (-I). En milieu acide, cela donne l’hydrure jaune pâle HCo(CO)₄. Dans des conditions plus drastiques, il est même possible de former un cobalt à l’état d’oxydation (-III). Les éléments de la même colonne que le cobalt, tels que le rhodium et l’iridium, se comportent de la même manière.

Les composés de cobalt-carbonyle ont des applications industrielles. Ils sont utilisés comme catalyseurs dans les réactions d’hydroformylation.

Composés cyclopentadiényles

Le cobaltocène Co(II)(C₅H₅)² est un composé violet foncé, similaire au ferrocène. Il est préparé à partir de cyclopentadiénure de sodium et de CoCl₂. Il est stable jusqu’à 250 °C à l’abri de l’air. Il est très réactif en raison de sa sphère de coordination comportant 19 électrons. Il lui confère une propriété paramagnétique avec un moment magnétique de 1,76 M.B. conformément à la formule du spin seul. Il peut être oxydé en ion cobalticinium, de couleur jaune (Co(III)(C₅H₅)²⁺). Il est stable, même dans l’acide nitrique concentré.

Il existe également de nombreux composés semi-sandwich de cobalt de formule Co(II)(C₅H₅) L2. Dans ce cas, L est un ligand tel que la phosphine ou le carbonyle.

Vitamine B12 ou l’ion cobalt en chimie bio-inorganique

Favorisant le traitement au fer dans la lutte contre l’anémie, la vitamine B₁₂ constitue le principal composé biologique du cobalt, Sa première extraction a été réalisée sur des résidus de foie. Elle représente un complexe organométallique du cobalt, dans lequel l’ion est situé au centre d’un noyau porphyrine. Sa formation est similaire à celle du fer dans l’hémoglobine.

Le cobalt est entouré d’un atome d’azote qui appartient à un résidu imidazole d’une désoxyadénosine et de quatre atomes d’azote du noyau porphyrine. Un groupe alkyle lié au cobalt par une liaison σ (sigma) occupe la sixième position. Par conséquent, la vitamine B₁₂ est l’unique composé organométallique de cobalt présent dans la nature.

Il est possible de procéder à l’isolation de la vitamine B₁₂ sous forme de cyanocobalamine dans laquelle la désoxyadénosyl est remplacée par un groupe CN⁻. Ce sixième ligand peut être substitué par (CH3-, OH).

Lorsque le cobalt est incorporé dans le noyau porphyrine, cet élément profite des propriétés rédox originales. En effet, il existe trois formes, en fonction des conditions, à savoir :

Co(I), vitamine B_12s sous sa forme bleu-vert ;
Co(II), vitamine B_12r de couleur marron ;
Co(III)-OH, hydroxocobalamine violette.

Les différents états d’oxydation du cobalt peuvent être obtenus de manière naturelle. Ce comportement peut être reproduit par des composés modèles contenant du cobalt (II) complexé par un composé comportant une double liaison, baptisé base de Schiff.

Le rôle biochimique important de la vitamine B₁₂ est de permettre l’isomérisation du type nécessaire pour la production d’érythrocytes, ou globules rouges.

Analyse

Les composés minéraux de cobalt ont la capacité de colorer en bleu les perles de phosphore. Les sels de cobalt peuvent être oxydés en oxyde de cobalt. Le borax, qui est un corps dissolvant d’oxydes, donne des « perles de verre bleues » après imprégnation à chaud et chauffage au chalumeau.

Le thiocyanate de potassium réagit avec les ions cobalteux pour former un complexe de cobalt de couleur bleue, comme mentionné précédemment.

Les solutions neutres ou peu acides d’ions cobalteux réagissent avec le composé α-nitroso β-naphtol. Elles permettent de former un précipité rouge-vineux de cobalt (III) de formule Co^III[C₁₀H₆(OH)(NO)]₃. Celui-ci est soluble dans les solutions basiques et les acides dilués.

Ces solutions réagissent également avec les ions mercurithiocyanates pour former un précipité bleu caractéristique CoHg(SCN₄)ⁿ.

L’analyse quantitative des sels de cobalt peut être effectuée par précipitation d’oxyde de cobalt Co₃O₄. L’électrolyse constitue également une méthode parfaite pour procéder à leur décomposition chimique.

Utilisations du cobalt

Historiquement, la majeure partie de la production de cobalt a été utilisée dans l’industrie de la métallurgie, dont 11 % pour les aimants. Le deuxième secteur dominant est la chimie (20 %), en particulier la pétrochimie (14 %). En 2006, environ 33 % de la production était utilisée pour les superalliages (22 %) et les alliages durs (11 %).

En croissance constante depuis 1995, la fabrication d’accumulateurs est arrivée à son apogée au début des années 2010 avant de chuter à la fin de la décennie. À l’époque, la demande de l’industrie automobile électrique pour les batteries est en hausse. Le prix du cobalt a atteint un record inégalé en 2017 (30 $/livre). Il a chuté de moitié en 2019 avec l’abandon progressif de son utilisation dans la fabrication des batteries.

En 2017, la production de batteries représentait près de 50 % de la consommation de cobalt, contre 18 % pour les superalliages et 8 % pour les alliages durs.

Le cobalt est présent dans divers alliages, tels que :

les alliages résistants à la corrosion, tels que les stellites ;
les superalliages réfractaires résistant à la corrosion, destinés à certaines pièces de réacteurs ou turbines à gaz ;
les alliages pour prothèses dentaires (les couronnes) ;
les aciers rapides (utilisés pour la réalisation d’outils de coupe) ;
les aimants et supports d’enregistrement magnétique, ainsi que les aimants pour haut-parleurs.

En dehors des alliages, le cobalt est présent dans des céramiques dures, à l’instar des carbures ou des composés frittés de carbures métalliques, aussi appelés métaux durs. Ils sont utilisés dans la conception de forets ou de fraises dentaires.

Il existe également des matériaux composites ou céramiques à matrice métallique à base de cobalt, tels que les cermets.

L’utilisation du cobalt dans les accumulateurs lithium-ion a connu une croissance rapide jusqu’en 2019. L’une des deux électrodes était composée de LiCoO₂. Toutefois, le cobalt devient plus rare. Son prix est élevé et les problèmes d’approvisionnement se multiplient. Des fabricants comme Panasonic ont développé des batteries sans cobalt. En 2019, le fabricant chinois SVOLT Energy Technology a également annoncé la mise au point d’une technologie de batteries lithium-ion sans cobalt. Celle-ci est baptisée « NMx ».

Des constructeurs automobiles tels que Tesla et Volkswagen ont annoncé l’utilisation de batteries lithium-fer-phosphate (LFP). Elles alimentent les véhicules électriques de gamme standard. En 2020, Tesla a présenté ses plans pour produire ses propres batteries sans cobalt. La marque utilise des batteries LFP sans cobalt provenant d’autres fournisseurs. Elles sont destinées à équiper les voitures d’entrée de gamme. En 2021, le marché global des batteries électriques a connu des changements notables. Les performances et l’autonomie des batteries LFP dépassent officiellement celles des batteries ternaires contenant du cobalt.

Le cobalt et certains de ses composés sont également utilisés dans des secteurs non métallurgiques. Cela concerne la catalyse, en particulier dans le secteur des hydrocarbures avec le procédé Fischer-Tropsch. Il permet de transformer du charbon en carburant liquide pour les moteurs à combustion interne. Il sert à fabriquer des pigments (9 %), des pneus, des colles et des savons.

Le cobalt est largement utilisé comme catalyseur dans l’industrie chimique et pétrolière. Le métal cobalt, souvent associé au fer et au nickel, est un catalyseur de la réaction de Bosch. Le molybdate de cobalt est utilisé comme catalyseur de conversion et de désulfuration pour produire de l’essence et d’autres produits pétroliers. Les carboxylates de cobalt (II) sont des catalyseurs courants. L’oxyde de cobalt (III) monohydraté est un catalyseur d’oxydation. Le fluorure de cobalt (III) permet la perfluoration des hydrocarbures. L’acétate de cobalt (III) catalyse la décomposition du peroxyde de cumène, utilisé dans la fabrication industrielle du phénol et de l’acétone.

Les oxydes de cobalt (II) et (III) sont des produits de frittage. Ils sont utilisés avec des carbures de titane et de tungstène. Ils servent à fabriquer des outils de coupe efficaces à grande vitesse malgré un échauffement élevé.

Ces oxydes sont également utilisés comme pigments colorés dans la fabrication de céramiques et de verres. Les hydroxydes de cobalt à structure lamellaire peuvent être utilisés dans les supercondensateurs.

Le carbonate de cobalt (II) est utilisé comme pigment rouge pour les céramiques. Le chlorure de cobalt (II) sert de pigment pour les vernis minéraux, largement employé en peinture sur verre et céramique.

L’acétate de cobalt (II) et les carboxylates de cobalt (II) sont des agents siccatifs pour les laques, vernis, peintures et encres. Le chlorure de cobalt (II) est présent dans les encres sympathiques et peut être utilisé comme indicateur d’humidité avec des dessicateurs classiques.

L’ion cobalt complexé avec des molécules organiques peut être utilisé comme absorbeur d’oxygène, de chlore, de soufre et d’arsenic.

Le cobalt est également utilisé comme additif alimentaire pour les animaux d’élevage, en particulier les ruminants et les lapins. Il favorise la production de vitamine B₁₂ par leur flore digestive.

Le cobalt est également utilisé comme matière première pour la production de vitamine B₁₂ par fermentation bactérienne destinée à l’alimentation humaine et animale. Le besoin journalier pour un bovin adulte est d’environ 1 mg, tandis que pour un mouton, il est de 0,08 mg.

Des granules d’argile contenant du cobalt ou du sulfate de cobalt peuvent être ajoutés aux prairies artificielles ou aux cultures fourragères.

En 2012, des essais ont été réalisés sur des catalyseurs bio-inspirés. Ils pourraient éventuellement remplacer le platine. Celui-ci est nécessaire pour la production d’hydrogène et/ou d’oxygène par électrolyse de l’eau. Deux composés ont été proposés. Les nanoparticules de cobalt enrobées d’un oxo-phosphate de cobalt sont utilisables en solutions aqueuses de pH neutre. Un matériau catalytique commutable sans métaux nobles intervient dans les deux réactions chimiques essentielles à l’électrolyse de l’eau.

Ce nanocatalyseur est capable de se transformer de manière réversible d’une forme chimique à une autre, correspondant chacune à une activité catalytique spécifique. Toutefois, le processus doit encore être industrialisé.

Des catalyseurs bio-inspirés à base de nickel sur des nanotubes de carbone étaient déjà proposés. Ils étaient efficaces uniquement en milieu fortement acide.

Toxicité et écotoxicité du cobalt

Le cobalt est principalement présent dans les sols et les sédiments. Il s’agit d’un oligo-élément utile à certaines plantes qui fixent l’azote et à de nombreuses bactéries fixatrices associées à la sphère racinaire. Les tissus animaux ne contiennent que de faibles doses de cobalt, associé à certaines protéines et surtout à la vitamine B₁₂.

Les ruminants sont vulnérables à la carence en cobalt. Il peut entraîner une baisse de l’appétit, de la production de lait et du poids des veaux et des génisses d’élevage.

La carence en cobalt favorise également l’action toxique du sélénium. Le besoin journalier en cobalt chez l’homme ne dépasse pas 0,6 à 0,15 mg, uniquement sous forme de vitamine B₁₂. Chez les ruminants, la microflore du rumen transforme l’ion cobalt divalent en cyanocobalamine ou vitamine B₁₂.

Des cas de carence en cobalt ont été observés dans certaines régions agricoles rares. Cela concerne les Vosges granitiques et des secteurs similaires de l’ouest de la France.

Sources d’exposition et de risques pour la santé

Une exposition aiguë au cobalt d’environ 25 à 30 mg par jour est toxique. Elle peut causer des anomalies fœtales chez les animaux exposés en laboratoire à des taux élevés de cobalt pendant la grossesse.

L’ajout de sulfate de cobalt comme stabilisateur de la mousse de la bière a provoqué des nausées. Il est aussi à l’origine des vomissements et des affections cardiaques chez les grands buveurs de bière dans les années 1960. Les prothèses de hanche peuvent être une source émergente d’exposition humaine en produisant des particules nanométriques de cobalt. Elles causent parfois des réactions locales indésirables et une toxicité systémique.

Les particules nanométriques de cobalt sont plus toxiques que les particules micrométriques.

Certains athlètes ont utilisé des sels de cobalt pour se doper, car il n’est pas interdit aux sportifs. Cela peut avoir des effets médicaux indésirables graves.

Le cobalt peut être recherché dans le sang complet, le sérum, le plasma ou l’urine.

Toxicité

Le cobalt a été mal connu pendant longtemps. Le mot « cobalt » provient de l’allemand kobalt ou kobold, qui signifie « esprit maléfique » dans la tradition germanique. Le métal a été fabriqué tardivement et sa toxicité a longtemps été considérée comme faible. Cependant, les métallurgistes prudents ont pris des précautions. Ils s’assurent que les poussières fines de métal cobalt soient inférieures à 0,5 mg/m³. L’inhalation de ces poussières peut causer des troubles pulmonaires et le contact avec la peau peut provoquer des irritations. L’ingestion de cobalt entraîne souvent des nausées et des vomissements.

Effets

Le cobalt est un oligoélément nécessaire à dose infime pour certaines cellules et pour certains processus biologiques. Il est présent dans la vitamine B₁₂ et utilisé contre l’anémie, car il favorise la constitution des globules rouges. Cependant, à des doses plus élevées, il est hautement toxique. Les tests in vitro avec des ions cobalt sur des cellules de mammifères montrent qu’il est cytotoxique. Il peut induire l’apoptose et la nécrose cellulaire à des concentrations élevées. L’ingestion de chlorure de cobalt (II) peut rapidement provoquer des nausées, des vomissements et même la mort, surtout chez les enfants.

Des effets cardiaques et pulmonaires indésirables ont été démontrés lors d’une exposition au cobalt proche ou légèrement inférieure aux limites d’exposition professionnelle actuelles. L’exposition au cobalt peut également affecter gravement le tractus gastro-intestinal, la thyroïde, le cœur et les systèmes sensoriels. Des travailleurs ayant respiré de l’air chargé en cobalt peuvent avoir des difficultés respiratoires évoluant éventuellement en asthme ou en pneumonie.

Le cobalt est toxique en raison de ses propriétés chimiques.

Certains de ses isotopes radioactifs, comme le cobalt 60, sont radiotoxiques. Ils sont utilisés en recherche et en médecine nucléaire, sous forme d’aiguilles. Ils servent à tuer des cellules cancéreuses. Le cobalt peut également avoir des actions synergiques avec d’autres métaux couramment trouvés dans la nature. Il s’agit de l’arsenic, du cuivre, du nickel et du manganèse.

Dans tous les cas, le cobalt est plus toxique sous forme de nanoparticules, mais la recherche dans ce domaine est encore limitée.

Génotoxicité

Le cobalt et ses sels sont génotoxiques en raison de dommages oxydatifs sur l’ADN causés par des espèces réactives de l’oxygène. Ils sont aussi dus par une éventuelle inhibition de certains processus de réparation de l’ADN.

Cancérogénicité

Le Centre international de recherche sur le cancer classe le cobalt comme « cancérogène possible ». Il peut provoquer un cancer lorsqu’il est introduit dans un muscle ou sous la peau. Il ne semble pas être cancérogène lorsqu’il est inhalé par des animaux exposés via l’eau, la nourriture ou l’air. Les preuves de cancérogénicité du cobalt métallique et du sulfate de cobalt sont considérées comme suffisantes chez l’animal de laboratoire. Elles sont encore jugées insuffisantes chez l’humain.

Métabolisme

Le rôle du cobalt dans la carence en oxygène (hypoxie) dans les cellules animales est encore incomplètement compris, mais les résultats des recherches sont plus cohérents et pertinents. Les ions de cobalt sous forme de Co⁺⁺ stabilisent les dégâts cellulaires dus à l’hypoxie et stimulent la production d’érythropoïétine (EPO).

Par le même mécanisme, il semble contribuer à coordonner et réguler d’autres réponses adaptatives à l’hypoxie, ou carence en oxygène. La plupart de ces réponses ont des effets cancérogènes potentiels, démontrés dans les modèles animaux. Une hypothèse récente suggère que certains des effets toxiques de l’ion Co⁺⁺ sont dus à une interférence négative. Il est combiné avec la pompe à Ca⁺⁺ des cellules.

Cinétique corporelle : rétention/excrétion

La cinétique du cobalt dans le corps est présente sous forme d’ion Co⁺⁺. Elle a principalement été étudiée chez l’animal de laboratoire et dans une moindre mesure chez l’Homme. Il est principalement accumulé dans le foie, les reins, le pancréas et le cœur. La teneur relative dans le squelette et le muscle squelettique augmente lentement avec le temps après l’administration de cobalt.

Chez l’Homme, l’excrétion rénale est rapide au départ. Elle diminue en quelques jours. Dans une seconde phase qui dure quelques semaines, elle ralentit. Une partie du cobalt reste piégée dans les tissus pendant plusieurs années. Cela concerne, notamment, le derme en cas de tatouage. Dans le sérum, l’ion Co⁺⁺ se lie à l’albumine en plus des ions libres. Ils représentent entre 5 et 12 % de la concentration totale de cobalt. Dans les globules rouges humains, il utilise apparemment la même voie transmembranaire que le calcium. L’absorption est essentiellement irréversible lorsqu’il est effectivement engagé dans le cytosol. Celui-ci ne peut plus être expulsé par la pompe à calcium.

Imprégnation des populations humaines

L’imprégnation au cobalt est presque systématique dans les pays riches, dont la France. Les proportions sont encore mal connues. Elles varient vraisemblablement selon de nombreux paramètres, notamment environnementaux et alimentaires.

En 2018, le programme national de biosurveillance « Volet périnatal » a publié une évaluation de l’imprégnation des femmes enceintes par le cobalt en France. Les résultats ont montré que cet élément monoisotopique et mononucléidique était présent dans 100 % des échantillons d’urine analysés (moyenne géométrique : 0,85 g/L).

Les taux sont similaires à ceux trouvés dans d’autres pays pour les femmes en fin de grossesse. Ils sont beaucoup plus élevés que chez les femmes non enceintes en France. Dans cette étude, l’excrétion urinaire de cobalt est plus élevée en cas de tabagisme. Il en va de même en cas de consommation de produits chocolatés et de thé. L’excrétion tend à diminuer avec l’âge et à cause d’une consommation de poisson. Généralement, 99 % du cobalt que nous absorbons proviennent de la nourriture plutôt que de l’eau ou de l’air. Les cas exceptionnels concernent les travailleurs ou les personnes exposées à des sources industrielles ou naturelles importantes.

Dissémination environnementale

Le cobalt est présent dans les sols, résultant de l’érosion, des volcans, de l’eau de mer et des feux de forêt.

Sources naturelles

Le taux moyen de cobalt dans le sol dans le monde est de huit ppm (parties par million). Il peut varier de presque zéro à 6 450 ppm, voire plus à proximité de mines. En Ontario, des taux de 16 et 17 ppm de cobalt ont été mesurés respectivement dans des parcs ruraux et de vieux parcs urbains.

Sources anthropiques

Les mines et l’industrie du cobalt avec les fumées des incinérateurs et de la combustion du charbon et du pétrole polluent l’eau. Elles contaminent aussi l’air, le sol et les écosystèmes avec des proportions variables.

Les gaz d’échappement des véhicules et avions peuvent également contenir du cobalt. Des contaminations accidentelles peuvent se produire, comme le cas des boutons d’ascenseurs suisses contaminés par du cobalt radioactif. Les retombées des essais nucléaires et de l’accident de Tchernobyl sont les sources principales de radioactivité du cobalt dans l’environnement. La radioactivité diminue globalement avec le temps. Cependant, localement, par lessivage, ruissellement, puis bioconcentration, les taux peuvent augmenter, notamment dans les champignons et les animaux qui les consomment.

Écotoxicologie

Dans les environnements aquatiques, le cobalt a été peu étudié. Ifremer a toutefois mesuré sa présence de 1 à 5 ng.L1 en mer. Des quantités significatives ont été amenées par les fleuves pollués. Il va jusqu’à 200 ng.L1 dans la Seine et son estuaire à faible salinité. Les bivalves, comme les moules et les huîtres, en contiennent également. Les quantités vont jusqu’à 3,5 mg.kg1 en hiver et 0,8 à 1,2 mg.kg1 en été pour les moules du Devon. La toxicité du cobalt varie selon les organismes, les individus, le contexte et l’espèce chimique considérée :

cobalt pur ;
ion ;
nanoparticule ;
cobalt II ou cobalt III ;
radioactif ou non ;
type de sels organiques et/ou inorganiques.

Sa toxicité et sa mobilité environnementale augmentent avec l’acidité du sol. Les pluies acides peuvent accentuer sa mobilité et sa biodisponibilité. Il y a un risque élevé de bioaccumulation et de bioturbation par certaines plantes, champignons et animaux.

Quid des normes et des seuils ?

En 2020, il n’existe aucune norme réglementaire de qualité de l’eau de surface, de nappe ou potable pour le cobalt. Cela concerne tant l’Union européenne que les États-Unis. Une étude a proposé des seuils pour une future norme en se basant sur des algues. Le seuil est aussi basé sur plusieurs espèces d’invertébrés et de poissons. Ils sont utilisés pour les tests de toxicité aiguë et chronique. La CE50 (ou CL50) variait de 90,1 µg Co/L (pour la lentille d’eau) à 157 000 µg Co/L (pour la cécidomyie). Quant à la toxicité chronique, l’EC10 variait de 4,9 µg Co/L (pour la lentille d’eau) à 2 170 µg Co/L ‘(pour la truite arc-en-ciel).

En suivant l’approche européenne, une concentration dangereuse médiane pour 5 % des organismes (HC5,50 %) serait de 1,80 µg Co/L. Une approche de type US EPA serait sept fois plus tolérante (7,13 µg Co/L).

Certains invertébrés et les algues/plantes aquatiques se montrent plus sensibles aux expositions chroniques au cobalt que les poissons.

Dépollution

Pour extraire la forme ionique dissoute de cobalt d’un liquide, plusieurs techniques sont utilisées. Il s’agit des chélateurs, des résines échangeuses d’ions, du charbon de bois activé et des techniques de nanofiltration. Des chercheurs allemands et indiens travaillent à la mise au point de polymères capables de concentrer des isotopes de cobalt radioactifs. Ils permettent de traiter l’eau de refroidissement des centrales nucléaires.

Ce nouveau procédé contribue à la réduction des déchets radioactifs. Ces isotopes de cobalt radioactifs proviennent de l’alliage d’acier spécial. Il compose des tubes dans lesquels circule sous pression l’eau bouillante. Il est bombardé de neutrons dans le cœur du réacteur. Ceux-ci produisent des isotopes (Co 60) avec une période de demi-vie radioactive dépassant 5 ans. Le polymère en question est un produit antérieurement riche en ions de cobalt. Il est passé à l’acide pour extraire le cobalt de la matrice. La nanostructure de ce polymère forme une « empreinte moléculaire ». Il permet de piéger une grande quantité d’isotopes radioactifs de cobalt en solution et de les éliminer.

Économie et production

La bourse du marché du cobalt est gérée par le London Metal Exchange. En tant que minerai stratégique et non renouvelable, sa consommation en 2014 a été très élevée. Elle a révélé que les réserves connues en République du Congo, en Australie et au Cuba seront épuisées en 60 ans. Cependant, les nodules polymétalliques et les encroûtements cobaltifères sous-marins en contiennent beaucoup. Leur exploitation reste incertaine quant à son impact sur l’environnement marin.

Les principaux producteurs de cobalt sont des sociétés basées au Royaume-Uni, en Suisse et en Chine. Il s’agit de Glencore, de Eurasian Natural Resources, de China Molybdenum et de Metorex. Les actionnaires chinois contrôlent ces deux dernières entreprises, représentant 13,8 % de la production mondiale et environ 24 % de la production des grandes entreprises. Les entreprises constituées en République démocratique du Congo ne contrôlent que 3,5 % de la production mondiale. La famille sud-africaine Glasenberg est le principal actionnaire de Glencore avec une production correspondant à 19,3 % de la production mondiale.

Ressources planétaires, enjeux stratégiques, écologiques et éthiques

L’Afrique détient la majorité des ressources mondiales connues de cobalt. Environ 50 % se trouvent en République démocratique du Congo, suivi par la Zambie. Elle en est le premier pays producteur. Au XXe siècle, la société belge Umicore était leader mondial dans ce domaine. La demande de cobalt à l’échelle planétaire devrait tripler avant 2030, principalement due à la croissance de la demande de véhicules électriques. Toutefois, il est bon de rappeler que Tesla a réussi à produire des batteries sans utiliser de cobalt. De nouveaux gisements sous-marins pourraient être découverts et exploités dans le futur. Cependant, la production minière de cobalt devrait augmenter de 33 % en 2023, selon Rystad Energy.

En 2018, le cobalt est classé « rouge » par le BRGM et le WMF. Une pénurie serait possible dès 2025. La République démocratique du Congo qui possède la moitié des ressources pourrait être politiquement instable. Le cours du cobalt a atteint des sommets inégalés depuis dix ans en 2018. Il a chuté de 58 % en mars 2023, suite à la baisse de la demande en Chine. Par ailleurs, les batteries lithium-fer-phosphate connaissent une popularité croissante.

Recyclage

Le cobalt est une ressource stratégique et non renouvelable. Son recyclage devient un enjeu stratégique face à l’envolée des cours. Par ailleurs, il est encore difficile de passer à des méthodes industrielles. Selon le rapport de l’UNEP de 2011, le taux de métal fonctionnel recyclé pour le cobalt est de 68 %. La proportion de métal recyclé entrant dans la production de métal de 32 %. La proportion de vieux déchets métalliques dans le flux de déchets métalliques introduits dans le processus de recyclage est de 50 %.

Transformation / produits chimiques à base de cobalt

Le leader mondial de raffinage, transformation et commercialisation de Chimie fine spécialités chimiques à base de cobalt est « Cobalt & Specialty Materials » (CSM). Existant depuis 1912, elle est une filiale d’Umicore (devenu Nyrstar).

Le groupe contrôle toute la chaîne d’approvisionnement et de production pour le cobalt, via des unités réparties sur plusieurs continents.

Les composés de cobalt sont utilisés comme pigment pour :

le verre ;
la céramique ;
les peintures ;
les encres.

Ils sont aussi utiles dans la fabrication des batteries, des piles rechargeables et des catalyseurs.

En Europe, la principale usine est celle de Bruges, en Belgique, rachetée par Umicore en 2007. Des particules et nanoparticules stables de cobalt sont également produites et intégrées à une nouvelle génération de catalyseurs au palladium.

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