Osmium

Un article de Wikipédia, l'encyclopédie libre.
Aller à : navigation, rechercher
Osmium
Osmium crystals.jpg
Cristaux d’osmium artificiels.
RhéniumOsmiumIridium
Ru
   
 
76
Os
 
               
               
                                   
                                   
                                                               
                                                               
                                                               
                                   
Os
Hs
Tableau completTableau étendu
Informations générales
Nom, symbole, numéro Osmium, Os, 76
Série chimique métaux de transition
Groupe, période, bloc 8 (VIIIB), 6, d
Masse volumique 22,587 g·cm-3 [1]
Dureté 7
Couleur bleu-gris
No CAS 7440-04-2
No EINECS 231-114-0
Propriétés atomiques
Masse atomique 190,23 ± 0,03 u [1]
Rayon atomique (calc) 130 pm (185 pm)
Rayon de covalence 144 ± 4 pm [2]
Configuration électronique [Xe]4f14 5d6 6s2
Électrons par niveau d’énergie 2, 8, 18, 32, 14, 2
État(s) d’oxydation ± 0,7
Oxyde acide
Structure cristalline Hexagonal compact
Propriétés physiques
État ordinaire solide
Point de fusion 3 033 °C [1]
Point d’ébullition 5 012 °C [1]
Énergie de fusion 31,8 kJ·mol-1
Énergie de vaporisation 627,6 kJ·mol-1
Volume molaire 8,42×10-6 m3·mol-1
Pression de vapeur 2,52 Pa (3 300 K)
Vitesse du son 4 940 m·s-1 (20 °C)
Divers
Électronégativité (Pauling) 2,2
Chaleur massique 130 J·kg-1·K-1
Conductivité électrique 10,9×106 S·m-1
Conductivité thermique 87,6 W·m-1·K-1
Énergies d’ionisation[3]
1re : 8,43823 eV
Isotopes les plus stables
Iso AN Période MD Ed PD
MeV
184Os 0,02 % >5,6×1013 a α   180W
186Os 1,59 % >2,0×1015 a α 2,822 182W
187Os 1,96 % stable avec 111 neutrons
188Os 13,24 % stable avec 112 neutrons
189Os 16,15 % stable avec 113 neutrons
190Os 26,26 % stable avec 114 neutrons
192Os 40,78 % stable avec 116 neutrons
194Os {syn.} 6 a β- 0,097 194Ir
Précautions
Directive 67/548/EEC[4],[5]
État pulvérulent :
Irritant
Xi
Facilement inflammable
F



SGH[5]
État pulvérulent :
SGH02 : InflammableSGH05 : Corrosif
Danger
H228, H315, H318, H335, P210, P261, P280, P305, P338, P351,
Unités du SI & CNTP, sauf indication contraire.
Page d'aide sur l'homonymie Cet article concerne l'élément chimique, le corps simple et les composés de combinaison. Pour les autres significations, voir Osmium (homonymie).

L’osmium est l'élément chimique du tableau périodique dont le symbole est Os et le numéro atomique 76. Son corps simple est un métal platinoïde lourd, de couleur grise, dur et cassant.

Généralité sur l'élément et histoire de la découverte des corps composés et du corps simple[modifier | modifier le code]

Du grec osme qui signifie « odeur », l'osmium a été découvert en 1803 par Smithson Tennant à Londres, Angleterre, avec l'iridium dans les résidus de la dissolution du platine dans de l'eau régale. Ce premier résidu de fabrication industrielle est principalement de l'osmiure d'iridium, un corps dur inaltéré dans l'attaque du minerai de platine par l'eau régale.

Il est possible de le purifier par fusion avec au moins une masse 8 fois supérieure de poudre métallique de zinc, l'ensemble étant dans un creuset de charbon des cornues, chauffé à hautes températures. Il s'agit d'un procédé mis au point au laboratoire de chimie par Henri Sainte-Claire Deville et Henri Debray. Plus la température se maintient et augmente progressivement, plus le métal solvant zinc se volatilise avec diverses impuretés volatiles. L'osmiure d'iridium purifié est récupéré pulvérulent, il est alors mis à chauffer au rouge avec trois partie en masse d'oxyde de baryum et une partie de nitrate de baryum sec. La masse pulvérisé chaude est ensuite traité par l'eau régale à ébullition, l'ensemble est à l'origine placé dans une cornue à col étanche, puis additionné d'ammoniaque, une vapeur condensée d'acide osmique ou de tétraoxyde d'osmium, dont les odeurs fortes et déjà caractéristiques du premier résidu semble à l'origine de la dénomination, permet d'évacuer du récipient l'essentiel de l'osmium. L'évaporation est conduite jusqu'à sec, le résidu est repris avec de l'eau chaude, il se forme une liqueur jaune recelant les autres composés platinoïdes à base d'iridium, et accessoirement de rhodium et de ruthénium.

C'est un métal de transition appartenant au groupe du platine. Il est l'élément naturel le plus dense sur Terre. Il est le plus souvent trouvé nativement en alliage avec le platine ou l'iridium. Les alliages d'osmium sont employés notamment dans les pointes de stylo-plume, les contacts électriques et dans d'autres applications où sa dureté et sa résistance extrêmes sont requises.

Ce platinoïde fait partie du sous-groupe de l'osmium ou couple Osmium (lourd) / Ruthénium (léger), et dans un sens plus large du "groupe du fer" ou groupe 8, parfois qualifié de triade du fer.

Isotopes[modifier | modifier le code]

L'osmium a sept isotopes naturels, dont cinq sont stables : le 187Os, le 188Os, le 189Os, le 190Os et le 192Os (le plus courant). Le 184Os et le 186Os ont des demi-vies extrêmement longues et peuvent être considérés comme stables également.

Le 187Os est le fils du rhénium 187 (demi-vie de 4,56x1010 années). Le rapport 187Os/186Os, comme le rapport 187Re/187Os, a été intensément utilisé pour dater des terrains ou des roches météoritiques. Toutefois, l'application la plus notable de l'osmium dans la datation a été en conjonction avec l'iridium pour analyser la couche de quartz choqué de la limite K-T qui marque l'extinction des dinosaures il y a 65 millions d'années.

Le couple isotopique Re187/Os187 a été utilisé par l'équipe de Claude Allègre dans les années 1970 pour dater l'âge de l'agrégation de la Terre à 4,6 milliards d'années.

Occurrence naturelle[modifier | modifier le code]

Le clarke est de l'ordre du millième de ppm. Il s'agit d'un platinoïde très rare.

Ce métal de transition est naturellement trouvé dans l'iridiosmium, un alliage naturel d'iridium et d'osmium, et dans les sables contenant du platine que l'on trouve dans les rivières des montagnes de l'Oural en Russie, mais aussi au nord et au sud de l'Amérique. L'érosion des sols est une faible source (pour partie naturelle et pour partie anthropique) d'osmium dans l'air. On en trouve aussi dans le minerai de nickel et mélangé à d'autres métaux de la famille des platines, par exemple à Sudbury, dans l'Ontario. La quantité de ces métaux trouvée dans ces minerais est faible, mais le grand volume de minerai rend son exploitation économiquement rentable.

Corps simple, chimie de l'élément Os et ses combinaisons[modifier | modifier le code]

Le corps simple se présente sous la forme d'un métal gris bleuté et brillant, dur et cassant.

Caractéristiques du corps simple[modifier | modifier le code]

Petite bille d'osmium métallique obtenue après solidification du liquide

L'osmium pur sous sa forme métallique est extrêmement dense, cassant, et d'un gris bleuté brillant, même à haute température, mais se révèle très difficile à produire. La poudre d'osmium est plus facile à obtenir, mais celle-ci forme au contact de l'air du tétroxyde d'osmium OsO4, un agent oxydant puissant et très toxique.

La densité de l'osmium (22,61) en fait le corps simple naturel le plus dense, devançant de peu l'iridium[6]. Il est moins fusible que l'iridium.

Enfin, ce métal a la plus haute température de fusion et la plus faible pression de vapeur des métaux du groupe du platine.

Chimie et composés typiques de combinaison[modifier | modifier le code]

Ses états d'oxydation sont le plus souvent +4 et +3, mais les états allant de +1 à +8 ont été observés.

Le tétroxyde d'osmium ou tétraoxyde d'osmium, de formule OsO4, se forme facilement par chauffage à 200 °C sous balayage de gaz oxygène. Il s'agit d'un corps chimique très oxydant, très toxique qui attaque facilement les yeux et le système respiratoire.

Os solide cristal chauffé vers 200°C et au-delà au rouge vif + 2 O2 gaz purifié ou courant d'air → OsO4 gaz à chaud mais liquide volatile très oxydant, anhydride sublimable à température ambiante fraîche, solidifiée en longues aiguilles blanches

La réduction très facile, parfois concomitante ou involontaire par des poussières ou des corps gras, du tétraoxyde d'osmium.

OsO4 gaz ou liquide + C noir de carbone(réducteur modèle) → OsO2 gaz à chaud mais solide à température ambiante + CO2 gaz carbonique

Il est possible de réduire plus drastiquement le tétraoxyde d'osmium ou le dioxyde d'osmium par le gaz hydrogène en osmium pulvérulent et métallique. Partons de l'acide osmique, dérivé plus stable du tétraoxyde d'osmium ː

H2OsO4 liquide + 4 H2gaz → Os métal à l'état pulvérulent + 3 H2Ovapeur d'eau

L'ancien procédé mis au point par Deville et Debray permet l'obtention du métal osmium compact, via le disulfure d'osmium. Il s'agit de porter à ébullition une dissolution d'acide osmique dans l'ammoniaque, puis de précipiter l'acide osmique par le sulfhydrate d'ammoniaque. Le sulfure d'osmium est mis à séché à l'air libre. Il est ensuite placé dans un creuset en charbon des cornues, mis au four d'abord chauffé lentement puis très fort.

L'osmium est attaqué par le corps simple soufre, ainsi que de nombreux semi-métaux P, As, Sb, Se, Te... Par exemple,

Os solide cristal + Scorps simple soufre → OsS2 solide

Notons encore le séléniure d'osmium OsSe2 et le tellurure d'osmium OsTe2.

L'osmium est facilement attaqué par les corps simples halogènes à chaud. Il existe ainsi différents composés fluorés, du trifluorure à l'heptafluorure d'osmium, soient OsF3 à OsF7 (la valence Iv à VI étant les plus communes), le trichlorure OsCl3, différents composés chlorés, le trichlorure d'osmium OsCl3 (et ses variantes hydratées), le tétrachlorure d'osmium OsCl4 et le pentafluorure d'osmium OsCl5, et différents bromures d'osmium, OsBr3 et OsBr4, différents iodures OsI, OsI2 et OsBr3. Le niveau de valence tend à s'abaisser avec l'accroiseement de la polarisabilité de l'ion halogénure et surtout la diminution d'électronégativité de l'halogène.

Il existe différents complexes, par exemple avec le cyclopentadiène, le monoxyde de carbone (osmium carbonyle)...

Applications[modifier | modifier le code]

À cause de l'extrême toxicité de son oxyde, l'osmium est rarement utilisé dans son état pur mais sous forme d'alliage avec d'autres métaux. Ceux-ci sont très durs et, avec les autres métaux du groupe du platine, sont employés dans les pointes de stylos plume, les aiguilles de phonographe, les pivots d'instruments et les contacts électriques.

L'alliage de 10 % d'osmium et de 90 % de platine est utilisé pour les implants chirurgicaux comme les stimulateurs cardiaques et les remplacements de valves cardiaques.

Le tétroxyde d'osmium a été utilisé entre autres dans la détection des empreintes digitales. Il sert aussi de catalyseur en chimie organique.

Coûts[modifier | modifier le code]

C'est un métal dont le coût varie fortement[7],[8], cependant, en 2014, le prix de l'osmium était (sous sa forme pure à 99 %) de 86,4 €/g.

Utilisation commerciale[modifier | modifier le code]

La marque horlogère Hublot a présenté lors du salon Baselworld en 2014 une montre Fusion Tourbillon Firmament avec un cadran en cristaux d'osmium [9]. La poudre d'osmium est cristallisée sous atmosphère de chlore sous dépôt chimique en phase vapeur afin d'atteindre le point de fusion de 3 033 °C et de modifier sa structure cristallographique[10]. Les cristaux ainsi obtenus de quelques millimètres au maximum présentent des reflets bleutés et sont inaltérables à l'air.

Toxicologie et pollution de l'environnement, écotoxicité, risques[modifier | modifier le code]

Le tétroxyde d'osmium est extrêmement toxique. Des concentrations dans l'air de 10−7 g/m3[réf. nécessaire] peuvent causer la congestion des poumons et des dommages sur la peau et aux yeux.

La présence de l'osmium dans l'environnement augmente à la suite de l'utilisation de minerai en contenant. L'osmium fait partie des déchets à risques ou produits susceptibles de faire l'objet d'un trafic illicite. À titre d'exemple : en août 2000, six trafiquants ont été arrêtées à Istanbul en possession de 64 tubes de verre contenant de l'osmium 187 (utilisé dans le domaine nucléaire). La police a, à cette occasion démantelé un réseau de trafic de produits radioactifs[11].

Les structures internes des pots catalytiques sont soumis à une érosion due à la corrosion, aux vibrations et aux chocs thermiques, qui font qu'une part des métaux catalytiques sont peu à peu arrachés de leur support et expulsés avec les gaz d'échappement.

Ces métaux circulent de manière aéroportée, jusque dans les glaces de l'Arctique et dans l'air des grandes villes[12]. Le platine était jusqu'en 1998 plus présent que le rhodium, et sa présence a augmenté plus vite en Allemagne dans l'air ambiant et dans les poussières que celle du rhodium. Depuis l'apparition des pots catalytiques automobiles en 1988, les analyses ont montré une augmentation régulière des teneurs ambiantes de ces métaux sur 10 ans (de 1988 à 1998).

L'osmium est une impureté faiblement présente dans les platinoïdes catalytiques ; à raison de 600 à 700 ppt pour les pots catalytiques anciens et beaucoup moins probablement pour les nouveaux modèles[13]. Un faible pourcentage de cet osmium est perdu sous forme particulaire (expulsé avec les gaz d'échappement, déposé sur les routes et éventuellement lessivé par les pluies). Une autre partie, probablement de loin la plus importante et la plus préoccupante est perdue sous forme gazeuse[13]. En effet, en laboratoire, la volatilité de l'osmium sous forme de tétroxyde d'osmium OsO4 se montre élevée ; assez pour que près de 95 % de l'osmium des pots catalytiques soit vaporisé et dispersé dans l'air, faisant des automobiles contemporaines (des années 2000-2009) la première source majeure et planétaire de pollution en osmium non radiogénique. Ce sont de 3 picogrammes d'osmium/m2 à 126 picogrammes/m2 (qui peuvent être émis dans de grandes agglomérations telles que New York) qui pourraient ainsi être déposés annuellement, surtout aux abords des réseaux routiers les plus circulants[13]. Ces dépôts sont importants si on les compare par exemple aux 1 pg d'osmium/m2/an déposé via les poussières d'origine naturelle (érosion du sol, volcanisme, météorites ...)[14]. Cet osmium n'est pas biodégradable, et s'ajoute à celui provenant des rares autres sources anthropiques déjà inventoriées et on en trouve déjà des quantités significatives dans les eaux et sédiments.

On ignore son temps moyen de vie dans l'air ou l'eau, mais comme c'est une molécule très réactive (hyperoxydant), on suppose que sa forme vapeur (la plus toxique) a une relativement faible durée de vie[15]. On ne connait pas son cycle dans les compartiments vivants des écosystèmes (chaine alimentaire), mais on mesure déjà une accumulation dans les sédiments. Par exemple, les métaux sédimentés dans le Saanich Inlet, un fjord anoxique de la côte Ouest du Canada ont été étudiés pour fabriquer la courbe en 1870s/1880s caractérisant certains évènement géotectoniques et climatiques des paléo-océans (du Cénozoïque, et pour partie du Mézosoïque). Les quantités d'osmium y sont faibles, probablement en raison de la faiblesse de l'enrichissement du fjord en osmium marin, mais on s'est aperçu que les couches récentes de sédiments contiennent une faible quantité d'osmium (55-60 ppt dont la composition isotopique ne reflète pas celle de l'océan actuel mais évoque un apport local en osmium non-radiogénique (détritique et/ou dissous). La comparaison qualitative (isotopique) et quantitative de cet osmium avec celui qui est conservé dans les couches stratigraphiques plus anciennes et préanthropiques laisse penser que cet osmium non-radiogénique est d'origine humaine, et plus particulièrement automobile, car on trouve aussi dans les sédiments superficiels de ce fjord du plomb tétra-éthyl issu des carburants automobiles (des années 1930 à 1980). La signature isotopique de ce plomb démontre que ce fjord est fortement affecté pas les retombées de plomb atmosphérique originaire du parc automobile nord-américain)[13].

L'osmium des catalyseurs passe en phase vapeur aux températures de fonctionnement des pots d'échappement. Une expérience a consisté à chauffer l'élément catalytique d'un pot d'échappement dans un four durant 330 h (délai correspondant à environ un an d'utilisation à raison d'une heure/jour, à 400 °C, soit la température la plus basse pour que le catalyseur fonctionne). À cette température, 75 % à 95 % de l'osmium quitte le substrat catalytique pour passer dans l'air sous forme gazeuse (OsO4). Or la température dans un pot catalytique dépasse souvent 500 °C et peut atteindre 1 100 °C[16]. L'auteur suppose donc qu'en usage normal, près de 100 % de l'osmium présent dans le catalyseur pourrait être perdu dans l'air.

Une étude isotopique récente a montré que cette contamination était déjà largement planétaire pour les neiges et eaux de pluies, mais aussi des eaux marines superficielles par de l'osmium anthropogénique[17].

Notes et références[modifier | modifier le code]

  1. a, b, c et d (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press Inc, , 90e éd., 2804 p., Relié (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,‎ , p. 2832 - 2838 (DOI 10.1039/b801115j)
  3. (en) David R. Lide, CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC, , 89e éd., p. 10-203
  4. Entrée de « Osmium » 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) (JavaScript nécessaire)
  5. a et b SIGMA-ALDRICH
  6. Les chimistes français Sainte-Claire Deville et Debray avaient mesuré une densité avoisinant 22,447. Pour montrer leur défiance et leur précaution d'homme de l'art envers cette matière potentiellement toxique, il la considérait comme un analogue très dur de l'arsenic.
  7. À propos du cours des métaux, dont Osmium
  8. Quelques informations sur les cours de l'Osmium
  9. « Classic Fusion Tourbillon », sur WorldTempus,‎ (consulté le 19 juin 2015)
  10. Vincent Daveau, « Matériaux innovants:vers de nouveaux classiques », Journal Suisse de l'Horlogerie,‎
  11. Source :Brève (NouvelObs et Science et Avenir), consultée 2009/07/17
  12. Platinum and Rhodium Concentrations in Airborne Particulate Matter in Germany from 1988 to 1998, Fathi Zereini, Clare Wiseman, Friedrich Alt, Jürgen Messerschmidt, Jürgen Müller, and Hans Urban, Environ. Sci. Technol., 2001, 35, (10), p. 1996–2000. Résumé
  13. a, b, c et d http://theses.uqac.ca/resume_these.php?idnotice=24607786 résumé en Français] de la Thèse d'André Poirier ; « Géochimie isotopique Re-Os et Pb-Pb :approches environnementale et météoritique » : Ed : Université du Québec à Chicoutimi. Université du Québec à Montréal, 2005
  14. Williams, G.A. and Turekian, K.K. (2002) Atmospheric supply of osmium to the oceans, Geochimica Cosmochimica Acta, v. 66 n. 21, 3789-3791.
  15. Smith I. C, Carson B. L., and Ferguson T.L. (1974) Osmium : An Appraisal of Environmental Exposure. Environ. Health Perspectives 8, 201-213.
  16. Farrauto R. and Heck R. (1999) Catalytic converters: state of the art and perspectives. Catalysis Today 51, 351-360.
  17. Cynthia Chena, Peter N. Sedwickb and Mukul Sharmaa ; Anthropogenic osmium in rain and snow reveals global-scale atmospheric contamination ; Ed : Karl K. Turekian, Yale University, New Haven ; April 24, 2009, doi:0.1073/pnas.0811803106

Voir aussi[modifier | modifier le code]

Sur les autres projets Wikimedia :

Articles connexes[modifier | modifier le code]

  • Borure d'osmium, en particulier le diborure d'Os, matériau superdur
  • Complexe igné du Bushveld
  • Complexes à base d'Osmium
  • Datation par le rhénium-osmium
  • Dodécacarbonyle de triosmium
  • Éléments de la période 6
  • Éléments du bloc d
  • Éléments du groupe 8
  • Fil osmium tungstène (OsW ou osram en allemand) en technique d'éclairage
  • Isotopes de l'osmium
  • Métal de transition
  • Métal noble
  • Métallocène
  • Métaux réfractaires
  • Métaux du groupe du platine
  • Osmiridium
  • Osmium natif
  • Osmocène
  • pot catalytique
  • Tétroxyde d'osmium



Liens externes[modifier | modifier le code]

  s1 s2 g f1 f2 f3 f4 f5 f6 f7 f8 f9 f10 f11 f12 f13 f14 d1 d2 d3 d4 d5 d6 d7 d8 d9 d10 p1 p2 p3 p4 p5 p6
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba   La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra   Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
8 Uue Ubn * Ute Uqb Uqt Uqq Uqp Uqh Uqs Uqo Uqe Upn Upu Upb Upt Upq Upp Uph Ups Upo Upe Uhn Uhu Uhb Uht Uhq
9 Uhp Uhh Uhs Uho Uhe Usn Usu Usb
   
  g1 g2 g3 g4 g5 g6 g7 g8 g9 g10 g11 g12 g13 g14 g15 g16 g17 g18 p1 p2  
  * Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh Ubs Ubo Ube Utn Utu Utb Utt Utq Utp Uth Uts Uto Uqn Uqu  


Métalloïdes Non-métaux Halogènes Gaz rares
Métaux alcalins  Métaux alcalino-terreux  Métaux de transition Métaux pauvres
Lanthanides Actinides Superactinides Éléments non classés