Palladium (chimie)

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Palladium
RhodiumPalladiumArgent
Ni
   
 
46
Pd
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Pd
Pt
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Palladium, Pd, 46
Série chimique métaux de transition
Groupe, période, bloc 10, 5, d
Masse volumique 12,02 g·cm-3 (20 °C)[1]
Dureté 4,75
Couleur Blanc argenté métallique
No CAS 7440-05-3
No EINECS 231-115-6
Propriétés atomiques
Masse atomique 106,42 ± 0,01 u [1]
Rayon atomique (calc) 140 pm (169 pm)
Rayon de covalence 139 ± 6 pm [2]
Rayon de van der Waals 163 pm
Configuration électronique [Kr] 4d10
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 18, 18, 0
État(s) d’oxydation 0, 1, 2, 4, 6
Oxyde (base faible)
Structure cristalline Cubique à faces centrées
Propriétés physiques
État ordinaire solide
Point de fusion 1 554,8 °C [1]
Point d’ébullition 2 963 °C [1]
Énergie de fusion 16,74 kJ·mol-1 (1 554,9 °C)[3]
Énergie de vaporisation 357 kJ·mol-1
Volume molaire 8,56×10-3 m3·mol-1
Pression de vapeur 1,33 Pa
à 1 551,85 °C
Vitesse du son 3 070 m·s-1 à 20 °C
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,20
Chaleur massique 26,0 J·K-1·mol-1 (cristaux, 25 °C)
20,8 J·K-1·mol-1 (gaz, 25 °C)[3]
Conductivité électrique 9,5×106 S·m-1
Conductivité thermique 71,8 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[4]
1re : 8,3369 eV 2e : 19,43 eV
3e : 32,93 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
102Pd 1,02 % stable avec 56 neutrons
104Pd 11,14 % stable avec 58 neutrons
105Pd 22,33 % stable avec 59 neutrons
106Pd 27,33 % stable avec 60 neutrons
107Pd {syn.} 6,5 Ma β- 0,033 107Ag
108Pd 26,46 % stable avec 62 neutrons
110Pd 11,72 % stable avec 64 neutrons
Précautions
Directive 67/548/EEC[5]
État pulvérulent :
Irritant
Xi
Facilement inflammable
F



Transport[5]
40
   3089   
SGH[6]
État pulvérulent :
SGH02 : InflammableSGH07 : Toxique, irritant, sensibilisant, narcotique
Danger
H228, H315, H319, H335, P210, P261, P305, P338, P351,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.

Le palladium est un élément chimique faisant partie du groupe du platine, c'est un platinoïde, il fait partie des métaux précieux, de symbole Pd et de numéro atomique 46. Il est plutôt rare (0,015 ppm dans la croûte terrestre).

Sa principale utilisation est aujourd'hui dans les convertisseurs catalytiques[7]. Le palladium est également utilisé en bijouterie[8], en odontologie[7],[9], en horlogerie, dans les tests de glycémie par bandelette, dans les bougies d'allumage des avions, dans la production d'instruments chirurgicaux et dans la connectique. On trouve aussi du palladium dans les flûtes traversières professionnelles[10].

En 2007, la Russie était le premier exportateur de palladium avec une part mondiale de production de 44 %, suivie par l'Afrique du Sud, 40 %. Le Canada (6 %) et les États-Unis (5 %) sont les seuls autres producteurs signifiants de palladium[11],[12].

Histoire et étymologie[modifier | modifier le code]

Le palladium a été découvert en 1807 par William Hyde Wollaston[13],[14]. Le nom, donné par Wollaston lui-même l'année suivant sa découverte, dérive de l'astéroïde (2) Pallas découvert deux ans auparavant[15]. Ce nom fait référence à la déesse grecque de la sagesse Palladion ou Pallas (épiclèse).

Wollaston a découvert le palladium dans du platine brut d'Amérique du Sud en dissolvant le minerai dans l'eau régale, en neutralisant la solution avec de la soude, puis en précipitant le platine sous forme de chloroplatinate d'ammonium ((NH4)2PtCl6) par du chlorure d'ammonium. Il a ensuite ajouté du cyanure mercurique pour former le cyanure de palladium, qu'il a finalement chauffé pour extraire le palladium métal.

Le palladium a été à un moment prescrit comme traitement contre la tuberculose en doses de 0,065 g par jour (environ un milligramme par kilogramme de masse corporelle). Mais ce traitement avait de nombreux effets secondaires et a été rapidement remplacé par des médicaments plus appropriés[16].

L'affinité du palladium pour l'hydrogène l'a amené à jouer un rôle essentiel dans l'expérience de Fleischmann-Pons en 1989[17].

À l'approche de l'an 2000, l'offre russe de palladium sur le marché mondial a été à maintes reprises retardée et perturbée[18], et ce, pour des raisons politiques, les quotas d'exportation n'ont pas été accordés à temps. La panique des marchés qui a suivi a conduit le prix du palladium à un niveau record de 36 000 euros le kilogramme, le 26 janvier 2001[19]. À cette époque la Ford Motor Company, craignant des répercussions qu'aurait causée une éventuelle rupture de stock de palladium sur la production automobile, a stocké des quantités colossales du métal à prix fort (la plupart du palladium est utilisé pour les convertisseurs catalytiques dans l'industrie automobile[20]). Lorsque les prix ont chuté début 2001, Ford a perdu près de 1 milliard de dollars[21]. La demande mondiale en palladium a augmenté de 100 tonnes en 1990 à près de 300 tonnes en 2000. Sachant que la production minière mondiale était de 222 tonnes en 2006 selon les données de l'USGS[11].

Production et occurrence dans le monde[modifier | modifier le code]

Production de Palladium en 2005
Palladium sous forme solide.

On rencontre le palladium à l'état natif (sous forme de métal) finement divisé. Le minéral le plus important est le stibiopalladinite (Pd5Sb2). Il est associé au platine dans la plupart des minerais.

En 2007, la Russie était le premier exportateur de palladium avec une part mondiale de production de 44 %, suivie par l'Afrique du Sud, 40 %. Le Canada (6 %) et les États-Unis (5 %) sont les seuls autres producteurs signifiants de palladium[11],[12].

Le palladium peut être trouvé comme métal libre allié avec l'or et autre métaux du groupe du platine dans des dépôts d'orpaillage dans l'Oural, l'Australie, l’Éthiopie, l'Amérique du Nord et du Sud. Ces dépôts ne jouent toutefois qu'un rôle mineur dans la production de palladium. Les gisements majeurs pour le commerce du palladium sont les dépôts de nickel-cuivre dans le bassin de Sudbury en Ontario et les dépôts de Norilsk–Talnakh en Sibérie. L'autre grand dépôt de métaux du groupe du platine est le dépôt de Merensky Reef (en) qui fait partie du complexe igné du Bushveld (en) en Afrique du Sud. Le complexe igné de Stillwater (en) dans le Montana et le gisement de Roby du complexe igné du Lac des Îles (en) sont les deux autres sources de palladium au Canada et aux États-Unis[11],[12].

Le palladium est également produit dans les réacteurs de fission nucléaire et peut être extrait du combustible nucléaire irradié[22] même si la quantité produite est minime.

Du palladium peut aussi être trouvé dans les minéraux rares coopérite (en)[23] et polarite (en).

Caractéristiques[modifier | modifier le code]

Le palladium appartient au groupe 10 du tableau périodique des éléments :

Z Élément No. d'électrons/couche
28 nickel 2, 8, 16, 2
46 palladium 2, 8, 18, 18
78 platine 2, 8, 18, 32, 17, 1
110 darmstadtium 2, 8, 18, 32, 32, 17, 1

Mais il possède une configuration très atypique de ses couches électroniques périphériques par rapport au reste des éléments du groupe, mais aussi par rapport à tous les autres éléments (voir aussi le niobium (41), le ruthénium (44) et le rhodium (45)).

Le palladium est un métal blanc argenté mou semblable au platine. Il est le moins dense des métaux du groupe du platine (ruthénium, rhodium, osmium, iridium et platine) et possède le plus faible point de fusion. Recuit, il est mou et ductile, alors que travaillé à froid, il est plus dur et plus solide. Le palladium se dissout lentement dans les acides sulfurique, nitrique et chlorhydrique[15]. Le palladium ne réagit pas avec l'oxygène à température ambiante et par conséquent ne ternit pas à l'air. Par contre, s'il est chauffé à 800 °C, il s'oxyde en oxyde de palladium(II) (PdO). Il ternit légèrement dans une atmosphère humide en présence de soufre.

Ce métal possède la capacité rare d'absorber jusqu'à 900 fois son propre volume de dihydrogène à température ambiante. Il est probable que ce soit lié à la formation d'hydrure de palladium(II) (PdH2) mais l'identité chimique d'un tel composé n'est pas encore claire[15]. Quand le palladium a absorbé de grandes quantités d'hydrogène, sa taille augmente sensiblement[24].

Les états d'oxydation usuels du palladium sont 0, +1, +2 et +4. Bien qu'à l'origine on pensait que certains composés contenaient du Pd(III), bien qu'aucune preuve n'ait jamais justifié l'existence du palladium au degré d'oxydation +3. Par la suite, de nombreuses études par diffraction des rayons X ont montré que ces composés contenaient un dimère de palladium(II) et de palladium(IV) à la place. Récemment, des composés présentant un état d'oxydation de +6 ont été synthétisés[réf. nécessaire].

Isotopes[modifier | modifier le code]

Sept isotopes du palladium existent dans la nature et 6 sont stables.

Le plus stable de ces radio-isotopes est le 107Pd dont la demi-vie est de 6,5 millions d'années, loin devant le 103Pd avec une demi-vie de 17 jours et 100Pd avec une demi-vie de 3,63 jours.
Dix-huit autres radio-isotopes ont été caractérisés avec des poids atomiques allant de 90,94948 (64) u (91Pd) à 122,93426 (64) u (123Pd)[25]. La plupart des demi-vies correspondantes sont inférieures à la demi-heure, sauf pour 101Pd (8,47 heures), 109Pd (13,7 heures), et 117Pd (21 h).

Le palladium 107 n'existe pas dans la nature, et provient des réacteurs nucléaires où il est produit en quantités importantes comme produit de réaction de fission (avec un rendement de 0,14 %, ce qui en fait l'un des plus importants métaux de transition au sein des produits de fission trouvés dans les combustibles usagés et certains déchets radioactifs. Le taux de 107Pd d'un combustible irradié de référence[26] est de 200 g.t−1[27], mais sa concentration dans l'environnement ne semble jamais avoir été mesurée (ou non publiée)[27].

Selon l'IRSN[27], « le palladium-107 n’a jamais pas étudié du point de vue de la radioécologie » (les données radioécologiques parfois citées pour le palladium-107 « ne proviennent pas d’expérimentations mais d’analogies avec d’autres radionucléides »). Il n'y a pas de données spécifiques sur le « comportement du palladium-107 dans les écosystèmes continentaux »[27], mais quelques indices toxicologiques peuvent être apportés par des travaux ayant porté sur le palladium stable des pots catalytiques automobiles qui montrent notamment que le palladium est le plus mobile parmi les platinoïdes[27].

Composés du palladium[modifier | modifier le code]

La palladium existe principalement aux degrés d'oxydation 0, +2 et +4, ce dernier étant plutôt rare. Un exemple étant l'hexachloropalladate(IV).

Le palladium élémentaire réagit avec le chlore pour donner le chlorure de palladium(II), celui-ci se dissout dans l'acide nitrique et précipite sous forme de acétate de palladium(II) après addition d'acide acétique. Ces deux sels de palladium ainsi que le bromure de palladium(II) sont réactifs et relativement peu coûteux, ce qui fait qu'ils sont très utilisés comme précurseurs dans la chimie du palladium. Tous les trois ne sont pas des monomères, le chlorure et le bromure nécessitent d'être chauffés à reflux dans l'acétonitrile pour obtenir des complexes d'acétonitrile, qui eux sont des monomères très réactifs[28],[29].

PdX2 + 2MeCN → PdX2(MeCN)2 (X=Cl, Br)

Le chlorure de palladium(II) est le principal précurseur de nombreux autres catalyseurs à base de palladium. Il est, entre autres, utilisé pour la préparation de catalyseurs hétérogènes tels que le palladium sur sulfate de baryum, le palladium sur carbone, et le chlorure de palladium sur carbone[30]. Il réagit avec la triphénylphosphine dans des solvants coordinants pour donner le dichlorobis(triphénylphosphine)palladium(II), un catalyseur utile[31] qui peut être formé in situ.

PdCl2 + 2PPh3 → PdCl2(PPh3)2

La réduction de ce complexe avec l'hydrazine (N2H4) avec plus de triphénylphosphine donne le tetrakis(triphénylphosphine)palladium(0)[32], un des deux complexes de palladium(0) majeurs.

PdCl2(PPh3)2 + 2PPh3 + 2,5N2H4 → Pd(PPh3)4 + 0,5N2 + 2N2H5+Cl-

L'autre complexe d'importance du palladium(0), le tris(dibenzylidèneacétone)dipalladium(0) (Pd2(dba)3), est synthétisé par réduction du hexachloropalladate(IV) de sodium en présence de dibenzylidèneacétone.

La très grande majorité des réactions dans lesquelles le palladium joue le rôle de catalyseur sont connues sous le nom de réactions de couplage pallado-catalysées. Des exemples célèbres sont la réaction de Heck, la réaction de Suzuki ou encore la réaction de Stille. Des complexes tels que l'acétate de palladium(II), le tetrakis(triphénylphosphine)palladium(0) ou encore le tris(dibenzylidèneacétone)dipalladium(0) sont souvent utilisés dans de telles réactions, que ce soit en tant que catalyseur, ou comme précurseurs à d'autres catalyseurs[33]. Un problème gênant lors des catalyses au palladium est le risque que ces composés se décomposent à haute température pour donner du palladium élémentaire, soit sous la forme d'un composé noir (« palladium noir »), soit sous la forme d'un « miroir » déposé sur les parois du réacteur.

Cinétique environnementale, toxicité, écotoxicité[modifier | modifier le code]

Les métaux de transition sont de plus en plus utilisés et dispersés dans l'environnement, de manière exponentielle depuis les années 1980 avec les pots catalytiques. Pourtant jusqu'aux années 2000, la toxicité du palladium, son écotoxicité et son comportement dans l'environnement et son métabolisme (bactérien, fongique, végétal, animal ou humain) ne semblaient pas avoir fait l'objet d'études publiées.

À la fin des années 1990, divers indices laissent penser que le palladium semble être beaucoup plus fortement bioconcentré que les autres platinoïdes. Suspectant qu'il commence à contaminer les milieux naturels et écosystèmes. Moldovan & al[34] l'ont cherché chez un isopode d'eau douce considéré comme bon bioindicateur (asellus aquaticus) et fréquent dans les rivières. Les isopodes analysés en contenait effectivement, en quantités faibles mais significatives (quelques nanogrammes par gramme d'échantillons) ainsi que d'autres platinoïdes (teneur moyenne de 155,4 ± 73,4 ng/g de poids sec pour le palladium (Pd) ; 38,0 ± 34,6 ng/g de poids sec pour le platine (Pt) et 17,9 ± 12,2 ng/g de poids sec pour le rhuténium (Rh)[34].
Et en laboratoire cette même espèce (A. aquaticus) exposée à une solution standard des 3 platinoides principalement contenus par les pots catalytiques les a bioaccumulés avec un facteur de concentration de 150 pour le palladium, de 85 pour le platine et seulement 7 pour le rhuténium[34].

Sa mobilité et biodisponibilité ont ponctuellement été évaluées dans le cadre d'études sur une éventuelle bioaccumulation d'éléments du groupe platine (Pt, Pd et Rh) émis, sous forme particulaire par les pots catalytiques[27] ; comme le ruthénium, il s'est avéré plus mobiles que le platine dans l’environnement aquatique (Rauch et al., 2000, cités par IRSN).

Des anguilles européennes ont été exposées 4 semaines à des poussières routières (taux de 10 kg de poussière introduites dans 100 l d'eau, cette poussière contenant des traces de palladium perdu par les pots catalytiques. Après autopsie, les foies et reins des anguilles ont été analysés. Du palladium a été retrouvé, essentiellement dans le foie l'un des principaux organes de détoxication, mais il était sous la limite de détection dans le rein[35] (soit parce que le rein n'en absorbe pas, soit parce qu'il l'évacue très efficacement, ce qui reste à déterminer). le taux moyens en poids humide était dans ce cas et pour le foie de 0,18 ± 0,05 ng/g.
D'autres chercheurs ont étudié le palladium en tant qu'antigène chez l'anguille ; montrant que l'effet antigénique est modulé selon l'oxygénation de l'eau[36].
Puis on a étudié[37] la bioaccumulation de platine et de rhodium par des anguilles exposées à des ions Pt4+ et Rh3+ aux concentrations respectives de 170 et 260 μg/l durant 6 semaines ; Après une 6 semaines d'exposition, les taux moyens de Pt (dans la bile, le foie, les reins et l'intestin) variaient de 68 à 840 ng/g alors qu'ils s'échelonnaient de 35 à 155 ng/g pour le Rh (les sujets témoins non exposés présentaient des taux de PGM toujours sous la limite de détection qui était de 50 ng/g pour le Pt et de 5 ng/g pour le Rh (aussi retrouvé dans les branchies et la rate)[37]. Aucun PGM n'a été trouvée dans les muscles et le sang de l'anguille (bien que peut-être présent à faible dose sous les limites de détection)[37]. Le modèle de distribution des métaux dans les organes l'anguille différait pour Pt et Rh et était dépendant du type d'eau[37]. Les auteurs ont conclu que les anguilles bioaccumulent effectivement les PGM et pourraient être des indicateurs d'accumulation pour le suivi de la contamination des écosystèmes aquatiques par les PGM[37], en complément de Dreissena polymorpha[38].

Sans surprise, les bivalves filtreurs (dont la moule zébrée ou Dreissena polymorpha en eau douce) bioconcentre aussi les PGM[38]. Les tissus mous de ces moules ont accumulé les platinoïdes après exposition dans de l'eau du robinet ou de l'eau humique (selon les lots) et durant (6, 9 ou 18 semaines). Elles avaient accumulé de 720 à 6 300 ng/g de palladium (soit plus que le platine qui avait été bioaccumulé à raison de 780 à 4 300 ng/g. Le ruthénium était lui dosé à 270 à 1 900 ng/g. les moules-témoin non exposée n'en contenaient que moins de 50 ng/g pour le palladium (et moins de 20 ng/g pour le platine (Pt) et moins de 40 ng/g pour le ruthénium (Rh))[38]. Les PGM étaient très nettement plus concentrés par les moules exposées dans l'eau humique (par rapport au groupe exposés dans l'eau du robinet)[38].

C'est un produit qu'on trouve notamment de plus en plus dans la poussière des tunnels routiers[39], ensuite lessivé avec les eaux ou emporté dans l'air (jusqu'à plusieurs dizaines de picogrammes par m3 mesurés en Autriche, avec de nettes variations saisonnières[40]).

Applications[modifier | modifier le code]

La plupart du palladium est utilisé pour quelques applications clefs, 2 % seulement de la production étant consacrés à d'autres usages. L'utilisation majeure aujourd'hui est dans les convertisseurs catalytiques[7]. Le palladium est également utilisé en bijouterie[41], en odontologie[7],[42], en horlogerie, dans les tests de glycémie par bandelette, dans les bougies d'allumage des avions, dans la production d'instruments chirurgicaux et dans la connectique. On trouve aussi du palladium dans les flûtes traversières professionnelles[43]. Certains photographes d'art font aussi leurs tirages sur un papier sensibilisé à la lumière avec du platine et du palladium ; cette alternative aux halogénures d'argent offre un meilleur contrôle du contraste et une exceptionnelle stabilité de l'image[44].

Par commodité, le lingot de palladium a les codes ISO 4217 des monnaies : XPD et 964. Seuls trois autres métaux ont de tels codes : l'or, l'argent et le platine.

Catalyse[modifier | modifier le code]

Le palladium est utilisé comme catalyseur pour l'industrie chimique parfois en remplacement du platine (5 % de la consommation mondiale de palladium). En chimie organique, le palladium (le plus souvent à 10 % dispersé sur du charbon actif : palladium sur carbone) est utilisé comme catalyseur d'hydrogénation ou de déshydrogénation. Un exemple est le craquage du pétrole. Un grand nombre de réactions formant des liaisons carbone-carbone, telles que le couplage de Suzuki ou la réaction de Heck, sont facilitées par catalyse au palladium et dérivés. En outre, après dispersion sur des matériaux conducteurs, le palladium se révèle être un excellent électrocatalyseur pour l'oxydation des alcools primaires en milieu alcalin[45].

Le palladium est également un métal versatile pour la catalyse homogène. La combinaison du palladium avec une grande variété de ligands permet des transformations chimiques hautement sélectives.

Une étude menée en 2008 a montré que le palladium est un catalyseur efficace pour la synthèse de fluorure de carbone[46].

Le désormais fameux catalyseur de Lindlar est à base de palladium.

Mais le principal secteur consommateur de palladium est l'industrie automobile. Le palladium sert en effet, avec d'autres composés, dans les pots catalytiques à accélérer la transformation des produits toxiques issus de la combustion du carburant en composés moins nocifs : CO2 et eau. Ce secteur consommait en 2006 57 % de la consommation mondiale estimée[47].

Électronique[modifier | modifier le code]

Le deuxième domaine d'application le plus demandeur en palladium est l'électronique et en particulier son utilisation, parfois allié au nickel, dans la fabrication de condensateurs multicouches en céramique[48] et de connecteurs. Ces condensateurs se trouvent dans des composants électroniques grand public : téléphones cellulaires, ordinateurs, télécopieurs, électronique embarquée des véhicules…

Il est également utilisé dans l'électrodéposition de composants électroniques et de matériaux de soudure.

Le secteur de l'électronique consommait 1,07 million d'onces troy (33,2 tonnes) de palladium en 2006 ce qui représente 14 % de la consommation mondiale de palladium, selon une étude de l'entreprise Johnson Matthey[49].

Technologies[modifier | modifier le code]

Grâce à son aptitude à capter l'hydrogène, le palladium est utilisé comme électrode dans les piles à combustible. De par sa constitution, le palladium présente une variation de conductivité en fonction du taux d'hydrogène qu'il absorbe dans son réseau cristallin.

L'hydrogène se diffuse facilement à travers le palladium chauffé, ainsi il permet de purifier ce gaz[15]. Des réacteurs à membrane avec des membranes de séparation en palladium sont donc utilisés pour la production d'hydrogène à haut degré de pureté.

Dans les études électrochimiques il est partie intégrante de l'électrode à hydrogène-palladium. Le chlorure de palladium(II) peut oxyder de grandes quantités de monoxyde de carbone (CO) et est utilisé dans les détecteurs de celui-ci.

Stockage de l'hydrogène[modifier | modifier le code]

L'hydrure de palladium(II) correspond au palladium métallique contenant une large quantité d'hydrogène au sein de son réseau cristallin. À température ambiante et pression atmosphérique, le palladium peut absorber jusqu'à 900 fois son volume d'hydrogène gaz, le processus étant réversible[50]. Cette propriété est beaucoup étudiée en raison de l'intérêt porté au stockage de l'hydrogène en vue de son utilisation dans les piles à hydrogène. Une meilleure compréhension des phénomènes rentrant en jeu au niveau moléculaire pourrait aider à la conception d'hydrures métalliques « améliorés » pour le stockage d'hydrogène. Cependant, un stockage fondé uniquement sur le palladium serait trop coûteux en raison du coût élevé du métal[51].

Odontologie[modifier | modifier le code]

Couronnes dentaires : c'était son utilisation principale avant l'avènement des catalyseurs, sous forme de divers alliages avec le cuivre, l'argent, l'or ou le platine, voire le zinc. C'est encore 14 % de la consommation mondiale.

Joaillerie[modifier | modifier le code]

La joaillerie représente 5 % de la consommation mondiale ; le palladium y est utilisé par exemple dans la composition de l'or blanc qui est un alliage d'or, de palladium (4 à 5 %) et de nickel (le nickel n'est plus actuellement utilisé dans l'or blanc en raison du risque allergique qu'il représente, il est désormais substitué par un alliage cuivre/argent).

Extraction[modifier | modifier le code]

La production mondiale s'élève à environ 200 t, à plus de 70 % comme sous-produit des usines russes de nickel, notamment à Norilsk (Russie).

Son prix est très variable car intimement lié à l'activité industrielle. Au plus haut en janvier 2001 à plus de 1 000 dollars de l'once, il est tombé à 150 dollars de l'once en avril 2003. Il est remonté à 480 dollars l'once en avril 2008 et termine l'année 2008 vers 175 $/once.

Culture populaire[modifier | modifier le code]

Le palladium est le principal constituant formant le cœur du réacteur ARK, source d'énergie alimentant l'armure d'Iron Man (uniquement dans la version film).

Notes et références[modifier | modifier le code]

(en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Palladium » (voir la liste des auteurs)

  1. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc,‎ 2009, 90e éd., Relié, 2804 p. (ISBN 978-1-420-09084-0)
  2. (en) Beatriz Cordero, Verónica Gómez, Ana E. Platero-Prats, Marc Revés, Jorge Echeverría, Eduard Cremades, Flavia Barragán et Santiago Alvarez, « Covalent radii revisited », Dalton Transactions,‎ 2008, p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  3. a et b « Palladium, elemental » dans la base de données Hazardous Substances Data Bank, consulté le 11 août 2010
  4. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC,‎ 2009, 89e éd., p. 10-203
  5. a et b Entrée de « Palladium, Powder » dans la base de données de produits chimiques GESTIS de la IFA (organisme allemand responsable de la sécurité et de la santé au travail) (allemand, anglais), accès le 11 août 2010 (JavaScript nécessaire)
  6. SIGMA-ALDRICH
  7. a, b, c et d « Palladium ». Conférence des Nations Unies sur le commerce et le développement. Consulté le 05/02/2007.
  8. (en) Rayner Hesse, Jewelrymaking through history: an encyclopedia : Palladium, Greenwood Publishing Group,‎ 2007 (ISBN 9780313335075, lire en ligne), p. 146
  9. (en) Roy Rushforth, « Palladium in Restorative Dentistry: Superior Physical Properties make Palladium an Ideal Dental Metal », Platinum Metals Review, vol. 48, no 1,‎ 2004
  10. (en) Nancy Toff, The flute book: a complete guide for students and performers, Oxford University Press,‎ 1996 (ISBN 9780195105025, lire en ligne), p. 20
  11. a, b, c et d "Platinum-Group Metals". Mineral Commodity Summaries. United States Geological Survey. Janvier 2007.
  12. a, b et c "Platinum-Group Metals". Mineral Yearbook 2007. United States Geological Survey. Janvier 2007.
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