Voir la source de Cobalt

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{{Infobox Élément/Cobalt}}

Le '''cobalt''' est l'[[élément chimique]] de [[numéro atomique]] 27, de symbole Co.

== Généralités, histoire du cobalt, découverte du corps simple ==
Le cobalt de structure électronique [Ar] 4s<sup>2</sup> 3d<sup>7</sup> est le second élément du huitième groupe secondaire, ce [[métal de transition]] fait partie du groupe du fer. Le [[corps simple]] cobalt a des propriétés physiques assez voisines de celles du [[fer]] et du nickel. D'un point de vue chimique, il est moins réactif que le fer.
Le cobalt est aussi un [[Éléments du groupe 9|élément du groupe 9]], dont les trois premiers Co, Rh et Ir constituent le groupe du cobalt.

Des minéraux naturels de cobalt, sous forme de peintures, émaux ou vernis, sont utilisés depuis la plus haute Antiquité, en particulier vers 2600 {{av JC}} en [[Égypte antique|Égypte]] ou dans les civilisations de Mésopotamie ayant donné naissance à [[Babylone]]. Ainsi l'archéologue retrouve des décors bleus sur des poteries ou vaisselles de terre cuite. Des perles de verre teinté au bleu de cobalt sont communes vers {{date-|-2200}} dans l'actuel Iran. Ces techniques pour colorer le verre d'un [[Bleu de cobalt|bleu intense]] ou obtenir des émaux sont communes dans le monde méditerranéen dès le {{-s-|III}} Ce sont généralement des silicates et/ou aluminates de cobalt et de potassium, nommés autrefois [[safre]] ou [[smalt]] reconnus en Europe occidentale dans certains vitraux romans de luxe, ou plus tard d'oxydes de cobalt nommés "[[bleu de cobalt]]".

''Das Kobold'' ou ''das Kobalt'' est le nom traditionnel que les mineurs saxons à la recherche de métaux précieux attribuent à ces dérivés trompeurs. Ces minerais généralement soufrés et/ou arséniés trop riches en cobalt donnent par traitement métallurgique des gaz malodorants ou des fumées d'oxydes toxiques à base de trioxyde d'arsenic, des émanations vénéneuses et, si on chauffe outre mesure, une coulée de matière fondue, cassante à froid, le [[speiss]] ou des métaux durs et cassants à hautes teneurs en sulfures ou en arsenic que les métallurgistes ne savent ni traiter ni forger. Les mineurs croyaient alors le quartier minier ensorcelé par des nains maléfiques et falsificateurs, facétieux et voleurs, les [[kobold]]s d'aspect bleuâtre et mortifères qui avaient dérobé le métal précieux, très souvent le cuivre, et remplacé par cette matière impropre et confuse <ref group=alpha>Aujourd'hui, en allemand, le substantif ''« der Kobold »'' au singulier, ''« die Kobolde »'' au pluriel, correspond ''grosso modo'' au lutin. Pourtant, par respect pour la tradition paysanne minière, il ne faut pas confondre ces petits êtres miniers avec les lutins homonymes, kobolds ou gobelins, qui hantent les pays de forêts ou de prairies marécageuses. Ce ne sont pas non plus des nains nickels, facétieux et verdâtres. Rappelons la même logique du folklore nordique à l’œuvre dans les appellations du [[Quartz (minéral)|quartz]], [[nickel]], [[Tungstène|wolfram]].</ref>.

Ces minerais sans valeur ou leurs sous-produits sont nommés en allemand vernaculaire par un substantif neutre ''Kobelet'', ''Kobolt'' ou ''Kobelt''. [[Paracelse]] mentionne le ''cobolt'' en 1522 avec une graphie plus latine. Le latin ''coboltum'' ou ''cobaltum'' s'impose ensuite dans l'Europe savante. Notons que le terme technique cobolt a aussi désigné en français l'arsenic métallique réduit en poudre <ref group=alpha>En réalité, il s'agit du corps simple As dont les surfaces sont déjà largement oxydées en oxydes arsénieux au contact de l'air.</ref>.

Jusqu'au {{s-|XVIII|e}} et au siècle suivant, le terme de « cobalt » et sa variante ''cobolt'', désigne le minerai ou son résidu autrefois la plupart du temps inutilisables. Pourtant, dès le {{s-|XVII}} avec la mode germanique du ''Blaufarbung'', c'est-à-dire de la coloration en bleu, le minerai de cobalt retrouve une plus grande utilité car les hommes de l'art chymique et verrier fabriquent avec ce déchet d'excellents pigments bleus, notamment le smalt des verriers ou des céramistes, le "bleu des crayons de charron"... [[Georg Brandt]], spécialiste des minéraux arséniés, s'efforce de reconnaître l'élément spécifique sous-jacent à ses minerais ou sous-produits miniers entre 1733 et 1738.

A Venise, les maîtres verriers de Murano sollicitèrent les nains de Venise pour s'approvisionner en minerai de cobalt et produire leurs fameuses œuvres teintées en bleu de Murano. Les nains rapportaient ce minerai des mines au nord des Alpes, où ils étaient affublés du terme de [[kobold]] (lutin, ou [[Gobelin (folklore)|goblin]], créature surnaturelle)<ref>{{Lien web|langue=fr|titre=Le mystère des Nains (les chasseurs de trésors de Venise)|url=http://histoirelegendaire.blogspot.com/2014/01/le-mystere-des-nains-les-chasseurs-de.html|consulté le=2020-04-22}}</ref>.

En 1735, le chimiste suédois Georg Brandt ([[1694]]-[[1768]]) affirme avoir extrait de ce minerai un « semi-métal » blanc rougeâtre, dur et cassant, en réalité des échantillons de métal impur qu'il nomme « cobalt »<ref>G. Brandt, "Dissertatio de Semi-Metallis", ''Acta literaria et scientiarum Sueciae'', vol. IV, 1735, {{p.|1-12}}. Uppsala, 1742.</ref>. En 1745, il démontre que le cobalt est la cause de la couleur bleue que le minerai de cobalt communique aux verres<ref>G. Brandt, ''Cobalti nova species examinata et descripta'', ''Acta Societatis regiae scientiarum upsaliensis'', 1742, {{p.|33-41}}. Stockholm, 1748.</ref>. Cette précision n'est pas inutile car la communauté savante attribuait le plus souvent la couleur bleue soit au [[bismuth]], soit au fer et à l'arsenic<ref>F. Delamare, ''Saffre, smalt, bleu d'esmail et azur'', in ''Bleus en poudres, de l'Art à l'Industrie'', Mines Paris, ParisTech, Les Presses, 2008, {{p.|71-122}}.</ref>.

Mais ces travaux passent pour la plupart pratiquement inaperçus. Il faut attendre 1780 pour que [[Torbern Olof Bergman]] prépare le métal pur et reconnaisse tardivement le rôle pionnier de Georg Brandt dans la découverte d'un élément, alors confirmée. En 1798, les chimistes constatent que les solutions ammoniacales de chlorure de cobalt {{fchim|CoCl|2|}} laissent précipiter des cristaux orangés stables à la chaleur, jusqu'à {{tmp|180|°C}}, corps qui se transforme en un autre corps stable plus foncé au-delà de cette température<ref group=alpha>Le premier corps précipité, composé de Co(II) est plus tard décrit par la formule {{formule chimique|[CoCl|3|. 6 (NH|3|)]}} et le second corps composé de cobalt (III) bien plus tard du temps d'Alfred Werner, découvreur de leur structure complexe, par {{formule chimique|[Co<sup>III</sup>(NH|3|)|6|] Cl|3|}}, soit le chlorure d'hexa-ammine cobalt (III).</ref>

Les pigments bleus de cobalt intéressent au {{s-|XVIII|e}} et {{s-|XIX|e}} encore plus l'industrie de la céramique et surtout celle plus récente de la porcelaine. Ainsi est mis au point le « bleu de Sèvres » et plus tard le « bleu de Thénard », obtenu par calcination du phosphate de cobalt et de l'alumine gélatineuse. Mais le bleu de cobalt est le plus souvent un pigment à base d'oxyde de cobalt. Ce pigment est utilisé pour les verres et la pâte céramique, il sert toujours à l'émaillage et à la décoration des couvertes ou carreaux céramiques.
[[Fichier:Ewer, Qing dynasty, Qianlong period, porcelain, Honolulu Museum of Art.JPG|gauche|vignette|Vase en porcelaine qing]]
Pendant le {{XIXe siècle}}, le [[Bleu de cobalt|bleu cobalt]] est produit par la fabrique norvégienne Blaafarveværket (70-80 % de la production mondiale) dirigée par l'industriel prussien Benjamin Wegner.

Avant la [[Belle Époque]], les applications directes se multiplient. Le cobalt, allié au fer et à l'acier, permet d'accroître la dureté des matériaux obtenus. Le revêtement d'une couche de métal cobalt, plus dure que celle du nickel, permet de protéger des métaux trop facilement oxydables, à commencer par le fer. Le « cobaltage » rivalise avec le nickelage pour certaines applications. Les sels de cobalt deviennent communs dans les laboratoires de chimie. Ils permettent de mettre au point des encres sympathiques de plus en plus sophistiquées, et plus prosaïquement des papiers indicateurs d'hygrométrie, c'est-à-dire d'humidité de l'air ou d'un mélange gazeux quelconque. Le papier hygrométrique ou [[Papier de dichlorure de cobalt|papier cobalté]] vire du bleu au rose selon le degré d'humidité de l'air.

La chimie du cobalt en [[solution aqueuse]] et particulièrement la formation de complexes sont particulièrement riches.
Les bases de la chimie de coordination sont posées avant 1893 par les travaux pionniers du chimiste mulhousien [[Alfred Werner]] au début du {{s|XX|e}}, essentiellement avec des complexes de cobalt<ref group=alpha>Alfred Werner reçoit le prix Nobel de chimie en 1913, mais sa « théorie de la coordination » est proposée en 1893. Elle est basée sur l'aspect structural, en particulier l'isomérie et l'activité optique des complexes minéraux.</ref>. Ce chimiste naturalisé suisse en 1895 fut le premier à proposer que les complexes soient constitués d'un ion métallique entouré de [[Ligand (chimie)|ligands]], et non d'un ion métallique accroché à une chaîne de ligands, comme le soutenaient les chimistes de l'époque à la suite de [[Sophus Mads Jørgensen|Jorgensen]].

En [[1938]], [[John Livingood]] et [[Glenn Seaborg]] découvrent le cobalt 60.

=== Lexique ===
Le mot de genre masculin, le cobalt, apparaît en français en 1549 sous la plume de [[Pierre Belon]] pour décrire le minerai cobaltifère et ses avatars métallurgiques<ref>[http://www.cnrtl.fr/lexicographie/cobalt]</ref>.

L'adjectif ''cobaltifère'' qualifie les corps ou les matières qui contiennent l'élément cobalt. Les verbes ''cobaltiser'' ou ''cobalter'' signifient couvrir d'une couche de métal cobalt. Le ''cobaltage'' ou encore le ''cobaltisage'' est le dépôt protecteur de cobalt, en général une mince couche, sur la surface d'un autre métal plus fragile ou corrodable.

Les adjectifs ''cobalteux'' et ''cobaltique'' qualifient respectivement les sels et composés de Co(II) et Co(III).

La cobaltothérapie désigne l'emploi des rayonnements du cobalt 60 en thérapie du cancer.

== Isotopes ==
{{article détaillé|Isotopes du cobalt|Cobalt 60}}

Le cobalt est un [[élément monoisotopique]] et [[élément mononucléidique|mononucléidique]] : il n'existe à l'état naturel que sous la forme d'un seul [[isotope]], [[isotope stable]], <sup>59</sup>Co. On lui attribue une [[masse atomique]] standard de 58,933195(5) [[unité de masse atomique unifiée|u]].
Cependant, 28 [[radioisotope]]s artificiels ont été caractérisés, le plus « stable » étant le [[cobalt 60|<sup>60</sup>Co]] avec une [[demi-vie]] 5,2714 ans, suivi de <sup>57</sup>Co avec une demi-vie de 271,79 jours, de <sup>56</sup>Co (77,27 jours) et <sup>58</sup>Co ({{nombre|70.86|jours}}). Tous les autres isotopes ont une demi-vie inférieure à 18 heures et pour la majorité d'entre eux inférieure à une seconde. Le cobalt possède également 11 [[isomérie nucléaire|isomères nucléaires]], tous ayant une demi-vie inférieure à 15 minutes.

=== Cobalt&nbsp;60 (isotope radioactif) ===
{{Article détaillé|cobalt 60}}

Le cobalt&nbsp;60 a de nombreuses utilisations comme source de [[rayon gamma|rayons gamma γ]], en raison de sa demi-vie relativement courte (5,27 ans), donc plus facile à éliminer en comparaison d'autres isotopes émetteurs de telles particules. On retrouve ainsi les « bombes au cobalt 60 », sources de rayons γ de {{unité|1,17|et=1,33|MeV}} :
* en [[radiothérapie]] des unités de médecine spécialisées en cancérologie, où elles ont remplacé les techniques au [[radium]] mises au point par [[Marie Curie]] ;
* dans le traitement par radiation de la nourriture pour sa [[Stérilisation (microbiologie)|stérilisation]] ;
* dans le contrôle industriel des matériaux par radiographie pour repérer les défauts des pièces.
[[Fichier:Cobalt 60.png|vignette|Schéma simplifié de desintégration du cobalt 60|gauche]]Toutefois, le cobalt&nbsp;60 de synthèse (produit par exposition de cobalt « naturel », l'isotope 59, aux rayonnements neutroniques d'un réacteur nucléaire) n'est pas totalement pur, et contient toujours d'autres isotopes radioactifs à [[capture électronique|désintégration ε]] (epsilon), émetteurs de [[rayonnement gamma]] dangereux<ref group=alpha>En toute rigueur ce n'est pas l'isotope qui subit la désintégration ε qui émet le rayonnement gamma, mais la fraction de l'isotope produit dans un état excité. Mais comme la désexcitation (du nouvel isotope) suit la transformation radioactive, elle y est liée.</ref> car ce rayonnement hautement énergétique détruit les noyaux et les contamine en éléments radioactifs persistants.

De plus l'enrichissement et la purification du cobalt&nbsp;60 nécessitent des techniques de centrifugation similaires à celles utilisées pour l'enrichissement des isotopes à usage militaire, techniques hautement surveillées car stratégiques sur le plan international.

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

== Occurrences de l'élément, extraction minière et purification ==
Le [[clarke (grandeur)|clarke]] s'élève entre {{unité/2|23|g}} et {{unité/2|25|g}}, voire au mieux {{unité/2|30|g}} par tonne selon les estimations<ref>Alain Foucault, opus cité.</ref>. Il s'agit d'un élément assez peu abondant sur la croûte terrestre. Il est souvent associé au Cu, Ni, Pb, Ag et Fe.

Le [[cobalt natif]] a été reconnu sur terre, mais il est très rare et n'est pas encore admis par l'[[Association internationale de minéralogie|IMA]]. Le cobalt natif est aussi présent dans les météorites.

Il entre dans la composition de nombreux silicates, comme l'[[augite]], la [[biotite]], l'[[hornblende]], l'[[olivine]]... Il est ainsi beaucoup plus présent dans les roches magmatiques basiques et ultra-basiques que sont les [[gabbro]]s et les [[péridotite]]s.

On trouve aussi des composés de cobalt dans les nodules manganésifères, du plancher marin du l'[[océan Pacifique]] et surtout à faible profondeur marine dans les [[Encroûtement cobaltifère|encroûtements cobaltifères]] caractéristiques de certains atolls polynésiens.

=== Minerais et extractions minières ===
[[Fichier:Cobaltite (Cobalt, Ontario, Canada) 1 (18599849584).jpg|vignette|Cobaltite, musée des Sciences naturelles de Denver]]
{{Article détaillé|Extraction du cobalt}}
Ses principaux minerais se trouvent sous forme d'arséniures, d'arsénio-sulfures, de sulfures et d'oxydes, d'arséniates. Les teneurs en cobalt sont généralement faibles dans ces gisements spécifiques, mais ils sont parfois enrichis par des processus géochimiques ou concentrés par l'érosion naturelle.

Les principaux minéraux constitutifs de ces minerais sont la [[smaltite]] cubique {{fchim|Co||As|2|}}, autrefois smaltine, la [[cobaltite]] orthorhombique {{fchim|CoAsS}}, autrefois cobaltine ou "cobalt gris", ou le produit d'oxydation comme l'[[érythrite]] {{fchim|Co|3|(AsO|4|)|2|·8H|2|O}}, autrefois "fleur de cobalt". Citons encore la [[modderite]] {{fchim|CoAs}} orthorhombique, la [[safflorite]] orthorhombique {{fchim|CoAs|2|}} et la clinosafflorite monoclinique {{fchim|CoAs|2|}}, la [[skuttérudite]] cubique {{fchim|CoAs|3-x|}}, l'alloclasite monoclinique {{fchim|CoAsS}}... . Les smaltines désignaient de manière générique les minerais arséniés de cobalt, alors que les cobaltines correspondaient aux minerais sulfo-arséniés.
[[Fichier:Skutterudite-rare08-13c.jpg|gauche|vignette|195x195px|Cristaux de skutterudite, Ouarzazate, Maroc]]
Son extraction se fait surtout à partir du minerai de cuivre et de nickel, voire de plomb. La [[carrolite]] {{fchim|CuS.Co|2|S|3|}} est un sulfure mixte de cuivre et de cobalt.

Les minerais les plus exploités ou les plus prometteurs sont en Afrique, notamment en [[République démocratique du Congo]] qui produit 65 % de la production mondiale<ref>Jean-Philippe Rémy, [https://www.lemonde.fr/economie/article/2019/08/14/la-chute-paradoxale-du-cours-du-cobalt_5499169_3234.html ''La chute paradoxale du cours du cobalt''], Le Monde, 15 août 2019.</ref>, en [[Zambie]] et au [[Maroc]], en Amérique du Nord, par exemple au [[Canada]] et aux [[États-Unis]], mais aussi en [[Russie]], en [[Australie]] et en [[Nouvelle-Calédonie]], autrefois connue au {{s|XIX}} pour ses gisements de manganèses cobaltifères<ref group=alpha>Le premier producteur de minerai de cobalt était la République du Congo, suivi par la Zambie, le Canada et les États-Unis.</ref>.

Les minerais concentrés des anciennes exploitations de cobalt gris, smaltines et de cobaltines, ou aujourd'hui les rares minerais sulfurés ou arséniés, permettent par grillage à l'air d'obtenir l'oxyde de cobalt, sous une forme généralement hydraté appelées ''asbolane''. Celle-ci est réduite soit par le gaz hydrogène soit par le charbon de bois, en métal cobalt.

Au cours des années 1990, les minerais de sulfures cobaltifères devaient assurer une teneur de 0,1 à 0,03 % en masse. Mais la majeure partie du cobalt est un sous-produit des traitements de l'industrie extractive du cuivre. L'enrichissement est réalisé par flottation à l'aide de lessives.
[[Fichier:Cobalt (27 Co).jpg|vignette|Cobalt obtenu par électrolyse]]
Si l'extraction des sulfures passe par la pyrolyse, l'extraction des oxydes utilise les procédés de l'[[hydrométallurgie]]. La séparation du cuivre et du cobalt est réalisé lors des procédés d'électrolyse. {{unité|500|tonnes}} de minerai donnent une tonne de cobalt. La production annuelle de cobalt au début des années 1990 était de l'ordre de {{Unité|40000|tonnes}}.

40 000 enfants sont exploités dans des mines de cobalts uniquement dans la province du [[Katanga]] en RDC<ref>{{Lien web |langue=fr-FR |titre=https://institutnr.org/40-000-enfants-travaillent-toujours-dans-les-mines-pour-nos-batteries |url=https://institutnr.org/40-000-enfants-travaillent-toujours-dans-les-mines-pour-nos-batteries |date=2020-07-09 |consulté le=2022-06-23}}</ref>.

== Propriétés physiques et chimiques du corps simple, préparation et alliages ==
=== Propriétés du corps simple ===
[[Fichier:Co,27.jpg|vignette|Morceaux de cobalt en éprouvette]]
Le corps simple est un métal blanc brillant, gris acier ou blanc argent à reflet rouge, assez cassant, assez peu malléable, de densité entre 8,8 et 8,9 à {{tmp|25|°C}} et de [[dureté Mohs]] avoisinant 5,5<ref group=alpha>La densité avoisine en moyenne 8,86 à {{tmp|25|°C}}.</ref>. Il est plus dur et plus cassant que le fer. Mais le métal pur est suffisamment ductile et malléable pour pouvoir être forgé, laminé à chaud et à froid, étiré en fil.

Il existe deux variétés [[Allotropie|allotropiques]] de cobalt. Le {{fchim|Co|α}} est un cristal métallique de maille hexagonale, avec les paramètres ''a'' = {{unité|2.507 Å}} et ''c'' = {{unité|4.069 Å}}, de densité 8,9 à {{tmp|20|°C}}, le plus stable à température ambiante et le {{fchim|Co|β}} de maille cubique faces centrées, ''a'' = {{unité|3.544 Å}}, moins compacte et nettement moins stable en dessous de {{tmp|400|°C}}. La transition de phase entre {{fchim|Co|α}} et {{fchim|Co|β}} avec accroissement de volume de 0,3 % s'opère à {{tmp|417|°C}} ± {{tmp|7|°C}}, elle est sensible à certaines impuretés spécifiques<ref>Roger Rumbu, ''Métallurgie extractive du cobalt'', opus cité, en particulier pp 36-40</ref>. Mais cette transition est lente, et il subsiste assez communément un mélange des deux variétés sur une large gamme de températures, ce qui explique les légères variations de propriétés physiques du matériau métal cobalt. {{fchim|Co|β}} est une forme métastable à température ambiante peut néanmoins être obtenue par trempe ou par certains procédés d'électrolyse. Il est probable que la transition différée joue un rôle dans l'éclatement de certains dépôts cathodiques de cobalt par électrolyse.

Ce corps est [[Ferromagnétisme|ferromagnétique]] (capable de conserver une forte [[aimantation]]) à température ordinaire. Le [[point de Curie]] avoisine {{tmp|1121|°C}}. La [[Perméabilité magnétique|perméabilité relative]] est de l'ordre de 68, soit deux tiers de celle du fer, avec un maximum de 245. Le [[champ coercitif]] avoisine 707 A/m.

La [[conductivité électrique]] est 26 % IACS, c'est-à-dire un peu plus du quart de celle du [[cuivre]] pur.

Il est aussi peu fusible que le fer. Il fond au-dessus de {{tmp|1490|°C}}, pur à {{tmp|1495|°C}}. Il bout vers {{tmp|2927|°C}}, en pratique entre {{tmp|2600|°C}} et {{tmp|3100|°C}}.

L'eau et l'air sont sans action en pratique sur le métal cobalt. Le cobalt massif est inaltérable à l'air froid, il est stable à l'air et l'eau à température ambiante. Ce n'est pas le cas du cobalt finement divisé en poudre qui s'enflamme à l'air ou qui n'est pas insoluble dans l'eau, avec une solubilité atteignant {{unité|1.1 mg/L}}. Ce type de cobalt pyrophorique et pulvérulent est obtenu par chauffage au rouge de l'oxyde de cobalt (II) {{formule chimique|CoO}} dans un courant de gaz hydrogène. Il peut constituer des mousses de cobalt qui peuvent dissoudre 100 volumes de gaz hydrogène.

Toutefois le cobalt massif ne s'oxyde radicalement que chauffé au rouge :
: 3 {{fchim|Co}} <sub>solide chauffé au rouge </sub> + 2 {{fchim|O|2|}} <sub>oxygène</sub> → {{formule chimique|Co|3|O|4|}} <sub>oxyde mixte noir</sub>
ou
: {{fchim|Co}} <sub>solide chauffé au rouge </sub> + {{fchim|H|2|O}} <sub>vapeur</sub> → {{formule chimique|Co||O||}} <sub>oxyde solide noir</sub> + {{fchim|H|2|}} <sub>gaz hydrogène</sub>

L'oxydation du cobalt en surface commence pourtant entre {{tmp|300|°C}} et {{tmp|900|°C}} de manière similaire à la première réaction. Au-delà de cette dernière température, l'[[oxyde mixte]] se transforme en oxyde divalent {{formule chimique|CoO}}.

Il est rapidement soluble dans les acides oxydants dilués, comme l'[[acide nitrique]] qui forme un abondant précipité rouge de nitrate de cobalt {{formule chimique|Co(NO|3|)|2|}}. L'attaque est plus lente dans les acides non oxydants, comme l'[[acide chlorhydrique]], mais similaire, avec dégagement de gaz hydrogène.
: {{fchim|Co}} <sub>solide</sub> + 2 {{fchim|H|3|O<sup>+</sup> }}<sub>aq ions hydronium en milieu non oxydant et dilués</sub> + 4 {{fchim|H|2|O}} <sub>eau</sub> → {{formule chimique|[Co(H|2|O)|6|]|<sup>2+</sup>}} <sub>cation cobalt hydraté rose pâle</sub> + {{fchim|H|2|}} <sub>gaz</sub>

Elle est d'autant plus rapide que l'acide est concentré, comme c'est le cas avec l'[[acide sulfurique]]<ref group=alpha>L'attaque du cobalt est plus facile que celle du nickel.</ref>.

Mais, s'il est traité par des acides oxydants forts, comme l'acide nitrique fortement concentré de densité 1,5, une passivation de surface est constatée.

L'[[ammoniaque]] dissout le métal cobalt en présence d'air. Les bases fortes, comme les hydroxydes alcalins, sont pratiquement sans action.

=== Préparation du corps simple, production ===
Une technique ancienne permet de traiter les minerais arséniés au laboratoire :
: {{fchim|CoAs}} <sub>solide</sub> + 2 {{fchim|K|2|CO|3|}}<sub>potasse</sub> + 4 {{fchim|S}} <sub>eau</sub> → {{formule chimique|CoS}} <sub>sulfure de cobalt, solide</sub> + {{fchim|KSAs}} <sub>sulfoarséniure de potassium</sub>

Le sulfoarséniure de potassium est soluble dans l'eau, alors que le sulfure de cobalt précipite ou reste solide. Ce dernier est lavé puis traité par l'acide sulfurique. Le sulfate de cobalt est repris par la potasse caustique qui laisse un précipité d'oxyde de cobalt hydraté. Par chauffage, on obtient un oxyde de cobalt le plus souvent impur.

L'[[Oxyde de cobalt(II)|oxyde de cobalt]], s'il est exempt d'impuretés, peut être calciné avec du charbon actif pour obtenir du cobalt métal. Néanmoins, pour séparer le nickel du cobalt {{fchim|NiO}}, l'oxyde de cobalt {{fchim|CoO}} est précipité de ces solutions aqueuses par l'acide oxalique. Une redissolution est obtenue dans l'ammoniaque pure. L'oxalate de nickel donne un précipité bleu verdâtre en premier lieu. L'oxalate de cobalt rose est décanté avec la liqueur restante, un oxalate de cobalt purifié bien rose est ensuite séché. Sa décomposition par la chaleur laisse du métal cobalt {{fchim|Co}} <sub>solide</sub> et du gaz dioxyde de carbone.
[[Fichier:Cobalt metal pieces.jpg|vignette|Pièce de métal cobalt, faces globuleuses obtenues par dépôt cathodique, face corrodée plus jaunâtre]]
Le grillage des minerais sulfurés ou arséniés conduit à des oxydes, qui sont réduits par le charbon ou le gaz hydrogène, pour obtenir du métal cobalt impur. Il existe surtout des procédés d'[[extraction du cobalt]] lié à la métallurgie extractive du cuivre. Le procédé d'affinage du cobalt par électrolyse est aussi utilisé, à partir d'hydroxydes, d'oxyhydroxydes ou de sulfates de cobalt.

=== Alliages à base de cobalt ===
Ces alliages sont nombreux, citons les aciers spéciaux au cobalt, par exemple [[acier rapide]] au Co et molybdène Mo ou acier au Co et tungstène W, ou encore au Cr avec Co, Mo et V tel que l'acier martensitique [[N690Co]], pour outil de coupe très rapide à températures élevées, ainsi que les multiples superalliages en passant par les aimants permanents à champ intense du type AlNiCo ou alliages dans lesquels entrent 66 à 12 % d'aluminium, 28 à 14 % de nickel, 35 à 5 % de cobalt, 6 à 0 % de cuivre ou 8 à 0 % de [[titane]]. Les [[Aimant samarium-cobalt|alliages de cobalt au samarium]] du type {{formule chimique|Sm|0,95|Co|0,05}} figurent parmi les meilleurs aimants permanents.

Il existe également de nombreux outils de coupe (fraises, forets{{etc.}}) HSS avec adjonction de cobalt. Ces outils sont plus résistants à l'usure et adaptés à l'usinage des matériaux durs tels que le titane. Les outils HSS-CO (M35) contiennent 5 % de cobalt tandis que les outils HSS-CO8 (M42) contiennent 8 % de cobalt.

Le cobalt est rendu malléable par alliage avec le magnésium. Il est rendu ductile par alliage avec le cuivre. Il améliore la dureté du nickel. La réalisation de revêtement par alliage nickel cobalt à 30 % de Co est possible par dépôt d'électrolyse, en présence d'additifs spécifiques à {{tmp|50|°C}} à pH entre 3,5 et 5 et en maintenant environ 6,5 fois plus d'ions nickel que d'ions cobalteux. La présence d'ions cobalt dans les bains de nickel joue aussi un rôle « brillanteur », conférant aux pièces traitées un bel aspect. La tenue à la corrosion et la résistance à l'usure de ce revêtement sont ''grosso modo'' équivalentes à un revêtement métallique de « chrome dur », à partir de [[chrome]] (VI)<ref>Robert Lévêque, ''Traitements et revêtements de surface des métaux'', édition Dunod, 2013, 472{{nb p.}} {{ISBN|9782100599370}}, en particulier {{chap.}}10 sur les revêtements obtenus en voie liquide, {{p.}}178.</ref>.
[[Fichier:TEM; cobalt iron alloy (6436372317).jpg|vignette|Alliage FeCo, esquisse de distinction des deux phases majoritaires Fe et Co.]]
Les aciers au cobalt sont très solides et résistent à hautes températures. Ils peuvent être recherchés pour leurs propriétés magnétiques. Ainsi les aciers à 72 % de fer, 17 % de cobalt, 8 % de tungstène, 2,5 % de chrome et 0,75 % de Cs sont des aimants permanents à champs intenses de l'ordre de 5000 à 10000 gauss.

Le cobalt est un métal relativement léger et dur, résistant à la rayure, prenant par polissage une brillance argentée et pour ces raisons, il est apprécié par les bijoutiers orfèvres et joailliers<ref group=alpha>Beaucoup de bagues sont néanmoins réalisées avec du cobalt légèrement impur, contenant du nickel allergène. Le cobalt pur est quatre fois plus dur que le platine, et pratiquement cinq fois plus que l'or et sept fois plus que l'argent. Aussi un bijou en cobalt une fois fabriqué ne peut plus être à nouveau déformé.</ref>. Les alliages cobalt chrome sont encore plus résistants à l'usure, tout en perdant les propriétés ferromagnétiques.

Citons encore des alliages ferreux, les FeNiCo, déclinés en [[Fernico]] ou en [[Kovar]], le Permendur comportant 58 % de fer, 40 % de cobalt, 2 % de vanadium pour les électroaimants ou le Comol à 71 % de fer, 17 % de molybdène et à 12 % de cobalt pour fabriquer des aimants permanents à champ de moyenne intensité. L'alliage modèle FeNiCo {{formule chimique|Fe|0,53|Ni|0,29|Co|0,18}} présente un coefficient de dilatation très proche du verre des ampoules électriques classiques, ils étaient utilisés pour le passage des fils dans ces ampoules.

Les superalliages réfractaires peuvent des « fontes » HS-31 à 54 % de cobalt, 25,5 % de cuivre, 10,5 % de nickel, 7,5 % de tungstène, et seulement 2 % de fer et 0,5 % de carbone. Les stellites sont d'autres superalliages très durs, résistants à l'usure par les agents chimiques, soient comportant 66 % de cobalt, 26 % de chrome, 6 % de tungstène et 2 % de carbone. L'alliage « vitellium » conçu pour les prothèses et l'ostéosynthèse comporte 65 % de cobalt, 30 % de chrome et 5 % de molybdène.

Voir aussi les [[Alliage cobalt-platine|alliages de platine et cobalt]].

== Chimie, corps composés et complexes du cobalt ==
La chimie du cobalt fait place aux multiples états d'oxydations -I, 0, I, '''II''', '''III''', IV et V. Les sels et composés divalents et trivalents sont les plus communs, quoique le Co(III) soit déjà assez instable, en l'absence de complexation stabilisante.

Présentons quelques composés du cobalt. Le Co(-I) est représenté par des composés carbonylés {{formule chimique|Co(CO)|3|NO]}} et {{formule chimique|[Co(CO)|4|]<sup>−</sup>}}. Le Co(0), outre le corps simple métal, est illustré par les corps composés carbonyles {{formule chimique|Co|2|(CO)|8|]}} et {{formule chimique|Co|4|(CO)|12|]}}. Le Co(I) se présente le plus souvent sous forme de composés de coordination.

Le cation {{formule chimique|Co<sup>2+</sup>}}, peu acide et stable, confère une couleur rose à ses solutions<ref group=alpha>Une analogie avec {{formule chimique|Cu<sup>2+</sup>}}, {{formule chimique|Fe<sup>2+</sup>}}, {{formule chimique|Mn<sup>2+</sup>}}, {{formule chimique|Ni<sup>2+</sup>}} ou {{formule chimique|Zn<sup>2+</sup>}} est souvent proposée.</ref>. Les composés cobalteux ou sels de Co(II), le plus souvent solubles dans l'eau, sont communément rose ou rouge à l'état hydraté, et bleu par chauffage. Citons les composés de coordination 4 tétraédrique {{formule chimique|[Co(Cl)|4|]<sup>2−</sup>}}, {{formule chimique|[Co(Br)|4|]<sup>2−</sup>}}, {{formule chimique|[Co(SCN)|4|]<sup>2−</sup>}}, {{formule chimique|[Co(NO)|4|]<sup>2−</sup>}} et les composés de coordination 6 octaédrique {{formule chimique|[Co(H|2|O)|6|]<sup>2+</sup>}} rose, {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>2+</sup>}} jaune, {{formule chimique|[Co(NO|2|)|6|]<sup>4−</sup>}} jaune, {{formule chimique|[Co(CN)|6|]<sup>4−</sup>}} brun...

Les composés cobaltiques ou sels Co(III) sont difficiles à obtenir s'ils ne sont pas stabilisés. Il n'existe pas d'ion simple dans l'eau dans la mesure où l'ion oxydant fort, libère l'oxygène de l'eau. Ainsi {{formule chimique|CoF|3|}} est un agent fluorant, mais la complexation le rend très stable. Pour obtenir un complexe précis de Co(III), il existe plusieurs techniques :
* l'ion {{formule chimique|Co<sup>2+</sup>}} peut être oxydé par l'air ou un oxydant doux, en présence de coordinats convenables ;
* un complexe de coordination à base de {{formule chimique|Co<sup>2+</sup>}} peut être oxydé directement ;
* un complexe de coordination déjà formé à base de {{formule chimique|Co<sup>3+</sup>}} peut subir une substitution spécifique ou globale de coordinat(s).

Ainsi il existe un grand nombre de complexes de Co(III), notamment de coordination 6 en arrangement octaédrique avec les ions chlorure, iodure, cyanure, hydroxyde, carbonate, nitrite, oxalate... mais aussi l'ammoniac et les amines. Citons pour illustrer les cobaltiammines {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>3+</sup>}} jaune, {{formule chimique|[Co(NH|3|)|5|. H|2|O]<sup>3+</sup>}} rose, {{formule chimique|[Co(NH|3|)|5|. Cl]<sup>2+</sup>}} pourpre, {{formule chimique|[Co(NH|3|)|5|. CO|3|]<sup>+</sup>}} pourpre, {{formule chimique|[Co(NH|3|)|3|. (NO|2|)|3|]}} jaune<ref group=alpha>Ces composés complexes de Co(II) et Co (III) se nomment aussi cobaltoam(m)ines ou cobaltoam(m)ines. Les nombreux composés de chlorures cobaltiques, solides à température ambiante, décrits sous forme de complexes amminés et parfois hydraté reçoivent souvent des dénominations latines relatives à leur couleur, ainsi le dichro {{formule chimique|Co(NH|3|)|3|Cl|3|. H|2|O}}, le luteo {{formule chimique|Co(NH|3|)|6|Cl|3|}} orange monoclinique, le praseo {{formule chimique|Co(NH|3|)|4|Cl|3|. H|2|O}} vert rhomboédrique, le purpureo {{formule chimique|Co(NH|3|)|5|Cl|3|}} rhomboédrique ou le roseo {{formule chimique|Co(NH|3|)|5|Cl|3|. H|2|O}} rouge-brique. Ils se nomment aussi Cobaltoam(m)ines.</ref>. Pour terminer sur d'autres complexes, mentionnons {{formule chimique|[Co(CN)|6|]<sup>3−</sup>}} violet et l'ion cobaltihexanitrite {{formule chimique|[Co(NO|2|)|6|]<sup>3−</sup>}} jaune.

Les composés Co(IV) instable en milieu aqueux sont bien plus rares, il n'existe qu'à l'état d'oxydes supérieures par exemple {{formule chimique|K|2|[Co<sup>IV</sup>O|3|]}} et {{formule chimique|CoO|2|}}, ce dernier analogue de {{formule chimique|NiO|2|}}.

La présentation détaillée suivante des composés met l'accent sur quelques [[composé binaire|composés binaires]] puis présente un tableau récapitulatif des principaux composés communément connus. La chimie des ions en solution aqueuse est abordée, avec les complexes ; dans une approche plus spécifique, ces derniers complexes sont séparés d'une part en complexes de coordination, et d'autre part le composé bioinorganique emblématique qu'est la [[Vitamine B12|vitamine B-12]].

=== Oxydes ===
{{article détaillé|Oxyde de cobalt(II)|Oxyde de cobalt(II,III)|Oxyde de cobalt(III)}}
[[Image:Bristol.blue.glass.arp.750pix.jpg|thumb|Verre teinté de bleu par du cobalt]]Le cobalt a deux oxydes de maille cubique courants : Co{{exp|II}}O et {{Fchim|Co|3|O|4}}. Ce dernier corps est un composé oxyde de cobalt à valence mixte avec deux types d'ions cobalt, un au degré d'oxydation III et un au degré II. Cet oxyde possède une structure [[spinelle]] normale. Il est formé à partir de CoO par chauffage entre 600 et {{tmp|700|°C}}. L'oxyde {{Fchim|Co|2|O|3}} a une existence douteuse.

{{Fchim|CoO}} anhydre est vert foncé ou brun vert. Hydraté, il devient rose. L'oxyde de cobalt fondu avec des oxydes métalliques engendre des corps de couleurs caractéristiques, rose, bleu et vert ("vert de [[Sven Rinman|Rinmann]]" ou [[vert de cobalt]]) respectivement avec l'[[oxyde de magnésium]] {{Fchim|MgO}}, l'oxyde d'aluminium {{Fchim|Al|2|O|3}}, l'[[oxyde de zinc]] {{Fchim|ZnO}}. L'oxyde de cobalt colore en bleu la [[Dioxyde de silicium|silice]] et divers silico-aluminates, les verres et la [[porcelaine]].

<gallery caption="Oxydes et sulfures de cobalt">
BLW Shaving Bowl.jpg|Bol à raser en porcelaine du {{s-|XVIII|e}}, d'origine japonaise, dont les décorations bleues résultent de la cuisson d'un dépôt d'oxyde de cobalt
Cobalt(II,III)-oxide-unit-cell-2006-CM-perspective-3D-balls.png|Maille élémentaire de l'oxyde de cobalt(II,III) {{Fchim|Co|3|O|4}}
Siegenite-261467.jpg|Sulfure de cobalt et de nickel
</gallery>

=== Sulfures ===
Un grand nombre de sulfures existent, les plus courants et les plus simples sont :
* {{Fchim|CoS|2}} noir qui possède une structure [[pyrite]] ;
* {{Fchim|Co|3|S|4}} avec une structure spinelle ;
* et l'oxyde non-stœchiométrique {{Fchim|Co|1-x|S}} qui possède la structure NiAs.

Les sulfures de cobalt se trouvent souvent dans la nature associés à d'autres sulfures (nickel, fer, cuivre, etc.). Ce sont la [[jaipurite]] {{Fchim|CoS}} hexagonale, la [[cobaltpentlandite]] {{Fchim|Co|9|S|8}}, la [[cattiérite]] cubique {{Fchim|CoS|2}}, la [[linnaéite]] {{Fchim|Co|3|S|4}}.

=== Arséniures ===
L'arséniure de cobalt {{fchim|CoAs}} est [[Polymorphisme (chimie)|polymorphe]], il peut correspond à la [[modderite]], gris acier de maille orthorhombique, ou à la [[langisite]], rose de maille hexagonale.

=== Halogénures ===
[[Fichier:Cobalt(II) chloride.jpg|vignette|Sels anhydres de [[chlorure de cobalt(II)]].]]
Les fluorures de cobalt existent à différents degrés d'oxydation : {{Fchim|CoF|2}}, {{Fchim|CoF|3}} brun isomorphe de {{Fchim|FeCl|3}} et {{Fchim|CoF|4}} peu courant. Les autres halogénures n'existent qu'au degré d'oxydation II : {{Fchim|CoCl|2}} bleu à l'état anhydre, {{Fchim|CoBr|2}} vert et {{Fchim|CoI|2}} bleu-nuit. Le cobalt est toujours entouré d'un octaèdre d'ions halogénure.

À part les fluorures qui sont peu solubles dans l'eau, les autres halogénures se dissolvent facilement et donnent des solutions rose-pâle. Ainsi le dichlorure de cobalt est utilisé pour détecter la présence d'eau ou déceler l'humidité. Une fois humecté, il vire au rose.

=== Principaux composés ===
* [[Oxyde de cobalt|Oxydes de cobalt]]
: [[Oxyde de cobalt(II)|oxyde de cobalt (II)]] {{Fchim|CoO}} cubique brun ou brun-vert
: [[Oxyde de cobalt(II,III)|oxyde mixte de cobalt]] {{Fchim|Co|3|O|4|}}
: [[Oxyde de cobalt(III)|oxyde de cobalt (III)]] {{Fchim|Co<sup>III</sup>|2|O|3|}} ou "noir de cobalt"
: Oxyde de chrome et de cobalt (turquoise)
: [[Dioxyde de cobalt et de lithium]] {{Fchim|LiCo<sup>III</sup>O|2}}
[[Fichier:Cobalt(III) oxide.JPG|vignette|Grains d'oxyde de cobalt (III)]]
* [[Hydroxyde de cobalt(II)|hydroxyde de cobalt (II)]] {{Fchim|Co(OH)|2}} rose-rouge orthorhombique
* oxyhydroxyde de cobalt(III)
: {{Fchim|Co<sup>III</sup>OOH}} ou [[hétérogénite]]
* hydroxyde de cobalt(III) {{Fchim|Co(OH)|3}} blanc
* Sulfures de cobalt
: {{fchim|CoS|α}} composé obtenu directement par précipitation de solutions et {{fchim|CoS|β}} orthorhombique moins soluble, correspondant à la syéporite en aiguilles brunes
: Disulfure de cobalt {{Fchim|CoS|2|}} cubique
: Sesquisulfure de cobalt {{Fchim|Co|3|S|4}} en cristaux blancs
* Fluorures de cobalt
: [[Fluorure de cobalt(II)|Fluorure de cobalt (II)]] {{Fchim|CoF|2|}}
: [[Fluorure de cobalt(III)|Fluorure de cobalt (III)]] {{Fchim|Co<sup>III</sup>F|3}}
* [[Chlorure de cobalt(II)|Chlorures de cobalt (II)]]
: {{Fchim|CoCl|2|}} bleu hexagonal
: {{Fchim|Co||Cl|2|. 6 H|2|O}} rouge monoclinique, c'est-à-dire la forme commerciale<ref>Si on chauffe ce corps rouge, on obtient un corps bleu soit {{Fchim|CoCl|2|}}. L'opération est réversible, avec addition d'eau. La déshydratation est ici l'équivalent d'une décomposition thermique, l'hydratation est une recomposition du corps de départ, par exemple dans cette [https://www.youtube.com/watch?v=-0a_zi0vhaE vidéo sans commentaire].</ref>
* Chlorures de cobalt (III)
: {{Fchim|Co<sup>III</sup>Cl|3|}}
* Bromures de cobalt
: [[Bromure de cobalt(II)|Bromure de cobalt (II)]] {{Fchim|CoBr|2}} hexagonal vert et déliquescent
: {{Fchim|Co||Br|2|. 6 H|2|O}}
* Iodure de cobalt
: [[Iodure de cobalt(II)|Iodure de cobalt (II) anhydre]] bleu-noir
: Iodure de cobalt hexahydraté {{Fchim|Co||I|2|. H|2|O}} hexagonale, brun-rouge et hygroscopique
* Borure de cobalt (II)
* Cyanure de cobalt (II)
* Phosphure de cobalt
* Séléniure de cobalt
* Arséniates de cobalt (II)
: Arséniate de cobalt (II) octohydraté {{Fchim|Co|3|(AsO|4|)|2|. 8 H|2|O}} monoclinique, ou minéral [[érythrite]]
* Carbonates de cobalt (II)[[Fichier:Spherocobaltite-117548.jpg|vignette|Carbonate de cobalt naturel ou sphérocobaltite]]
: [[Carbonate de cobalt(II)|Carbonate de cobalt (II)]] {{Fchim|Co||CO|3}} triclinique rouge
: Carbonate basique de cobalt (II) monohydraté {{Fchim|2(CoCO|3|). Co(OH)|2|. H|2|O}} en prismes violet-rouge
* Chlorate de cobalt
* Molybdate de cobalt {{Fchim|Co||MoO|4}}
* Nitrates de cobalt (II)
: [[Nitrate de cobalt(II)|Nitrate de cobalt (II)]] {{Fchim|Co||NO|3}}
[[Fichier:Cobalt(II) phosphate.JPG|vignette|167x167px|Phosphate de cobalt]]
: Nitrate de cobalt (II) hexahydraté {{Fchim|Co||NO|3|. H|2|O}} rouge monoclinique
* Nitrites de cobalt
: cobalt (III)hexanitrite de sodium ou cobaltinitrite de Na
* Phosphates de cobalt (II)
: [[Phosphate de cobalt]] {{Fchim|Co|3|(PO|4|)|2|}} ou violet de cobalt
: {{Fchim|Co|3|(PO|4|)|2|. 8 H|2|O}} en poudre rouge clair
: Phosphate de cobalt et de lithium {{Fchim|LiCo(PO|4|)}} connu pour l'état de [[ferrotoroïdicité]] des ions cobalt.
* Silicate de cobalt {{Fchim|Co|2|(SiO|4|)}} violet orthorhombique
* Stannate de cobalt {{Fchim|Co||(SnO|3|)}} ou [[Cæruleum|bleu céruléen]]
* Sulfates de cobalt (II)
: [[Sulfate de cobalt(II)]] {{Fchim|Co||SO|4}} cubique
: Sulfate de cobalt (II) monohydraté {{Fchim|Co||SO|4|. H|2|O}}
: Sulfate de cobalt (II) heptahydraté {{Fchim|Co||SO|4|. 7 H|2|O}} rose-rouge ou bieborite monoclinique
* Sulfates de cobalt (III)
: {{Fchim|Co<sup>III</sup>|2|(SO|4|)|3|}} bleu
: Sulfate de cobalt (III) hydraté {{Fchim|Co<sup>III</sup>|2|(SO|4|)|3|. 18 H|2|O}}
* Thiocyanates de cobalt (II)
: [[Thiocyanate de cobalt(II)]] {{Fchim|Co||(SCN)|2|}}
: Thiocyanate de cobalt trihydraté {{Fchim|Co||(SCN)|2|. 3 H|2|O}} violet orthorhombique
* Formiates de cobalt (II)
: {{Fchim|Co(CHO)|2|. 2 H|2|O}} en cristaux rouges
* Acétates de cobalt
: {{Fchim|Co (C|2|H|3|O|2|). 4 H|2|O}} monoclinique, rouge violet et déliquescent
* Oxalates de cobalt (II)
: {{Fchim|K|2|Co(C|2|O|4|)}}
* Tartrates de cobalt (II)
: {{Fchim|K|2|Co(C|4|H|4|O|6|)}}
* Carboxylates de cobalt (II)
: savons de cobalt
: dinaphténate de cobalt
* composés carbonyles
: tétracarbonyle de cobalt {{Fchim|Co(CO)|4|}} ou plutôt son dimère [[Octacarbonyle de dicobalt|octocarbonyle de dicobalt]] {{Fchim|[Co(CO)|4|]|4|}}
: [[Hydrocarbonyle de cobalt]] {{Fchim|HCo(CO)|4|}}
* [[Organocobalteux|composés organocobalteux]]
: [[Cobaltocène]] ou bis(cyclopentadiényl)cobalt(II)
* Composés organocobaltiques
: Chloro(pyridine)cobaloxime
* [[corrinoïde]]s
: acide cobinique
: cobinamide
: cyanocobalamine
: [[Vitamine B12]]

=== Chimie en solution aqueuse ===

==== Les ions ====
En solution aqueuse, la forme stable du cobalt est l'ion Co<sup>2+</sup> sous forme d'un composé de coordination 6 octaédrique {{formule chimique|[Co(H|2|O)|6|]|<sup>2+</sup>}}. Les sels de cobalt divalent dissous dans une grande quantité d'eau sont le plus souvent rose fleur de pêcher ou rose grenat. Les dissolutions plus concentrées, une fois chauffées ou maintenues à la chaleur, deviennent bleues.

L'ion Co(III) existe en solution aqueuse mais généralement au sein de complexes (voir ci-dessous).
[[Fichier:Cobalt(II)-carbonat.jpg|vignette|259x259px|Précipité de carbonate de cobalt en formation dans une solution alcaline]]

==== Précipitations des ions Co(II) ====
L'ion cobalt est précipité par les ions hydroxydes à froid vers pH = 7,5 pour une solution environ 0,01 M<ref>Il faut procéder évidemment en absence de complexants, comme l'ion tartrate ou les sels ammoniacaux, qui empêchent toute précipitation.</ref>. Ce n'est d'ailleurs pas {{fchim|Co(OH)|2}} qui précipite initialement pur, mais des sels basiques de couleur bleue. Il faut chauffer pour obtenir la formation de l'hydroxyde de cobalt {{fchim|Co(OH)|2}} rose.
: {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>ion cobalteux</sub> + 2 {{fchim|OH<sup>−</sup> }}<sub>aq ions hydroxyles</sub> → {{formule chimique|Co(OH)|2|}} <sub>précipité d'hydroxyde de cobalt réarrangé après chauffage</sub> 

Notons qu'en grand excès d'alcalis ou de bases concentrées, l'hydroxyde de cobalt se redissout, notamment avec l'ion cobaltite bleu.
: {{formule chimique|Co(OH)|2|}} + {{fchim|OH<sup>−</sup>}}<sub>aq ions hydroxyles</sub> → {{formule chimique|CoO|2|H<sup>−</sup>}} <sub>ion cobaltite</sub> + {{fchim|H|2|O}} <sub>eau</sub>

De plus, les sels basiques obtenus à froid deviennent roses par excès d'alcalis à froid, ces compositions complexes s'oxydent à l'air en brunissant<ref>Charlot G. (1963). L'analyse qualitative et les réactions en solution. Ed. Masson et Cie. p.263.</ref>.

Les précipités d'hydroxydes de cobalt, comme les premiers précipités d'hydroxyde de cobalt bleu-verdâtre obtenus en milieu légèrement ammoniacal, sont solubles dans un excès d'ammoniaque, car en milieu ammoniacal plus concentré il y a formation d'amminocomplexes.

L'ammoniaque précipite les solutions neutres de l'ion cobalteux. Par exemple :
: {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>ion cobalteux</sub> + {{fchim|OH<sup>−</sup>}}<sub>aq ions hydroxyles</sub> + {{fchim|Cl<sup>−</sup>}} <sub>aq ions chlorures</sub> → {{formule chimique|Co(OH)Cl}} <sub>précipité d'hydroxychlorure de cobalt</sub>

Mais en excès de réactif ammoniaque,
: {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>ion cobalteux repris au précipité</sub> + 6 {{fchim|NH|3|}} <sub>aq ammoniac dilué dans l'eau</sub> → {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>2+</sup>}} <sub>complexe amminé jaunâtre de Co(II)</sub> (i)

Le complexe cobaltiammine jaunâtre est rapidement oxydable à l'air, et laisse un complexe amminé de cobalt (III) {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>3+</sup>}} brun-rouge, stable vis-à-vis de l'action de la soude ou de la potasse.

: {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>2+</sup>}} <sub>complexe amminé de Co(II)</sub> + 1/2 {{fchim|O|2|}} <sub>gaz oxygène dissous</sub> + {{fchim|H|2|O}} <sub>eau</sub> → 2 {{formule chimique|[Co(NH|3|)|6|]<sup>3+</sup>}} <sub>complexe amminé de Co(III)</sub> + 2 {{fchim|OH<sup>−</sup>}}<sub>aq</sub>

Les sulfures alcalins précipitent les sels de cobalt, laissant un précipité noir.
: {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>aq</sub> + {{fchim|S<sup>2−</sup>}} <sub>aq solutions neutres ou alcalines</sub> → {{fchim|CoS|α}} <sub>précipité noir initialement amorphe, qui se transforme en variété cristallisé β, moins soluble et plus stable.</sub>

La formation du précipité peut être améliorée par tampon du milieu aqueux à l'[[acétate de sodium]]<ref group=alpha>L'hydrogène sulfuré ne provoque la précipitation des ions cobalteux que dans les solutions aqueuses de pH > 4 pour des concentrations centimolaires en ions cobalteux.</ref>. Il n'y a ni suspension stables ni formations colloïdales comme c'est le cas avec {{fchim|Ni<sup>2+</sup>}}. Notons que l'acide tartrique empêche la précipitation de {{fchim|CoS}} en formant des complexes solubles. {{fchim|CoS|β}} est très peu soluble dans les solutions acides diluées. Sa formation, sa purification, puis son attaque par l'[[eau régale]] ou l'[[acide nitrique]] concentré peut être une méthode de séparation des ions cobalteux.

: 3 {{fchim|CoS}} <sub>solide</sub> + 8 {{fchim|H<sup>+</sup>}} + 2 {{fchim|NO|3|<sup>−</sup>}} <sub>acide nitrique ou eau régale</sub> → 3 {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>aq</sub> + 3 {{fchim|S}} <sub>précipité de corps simple [[soufre]]</sub> + 2 {{fchim|NO}} <sub>gaz</sub> + 4 {{fchim|H|2|O}} <sub>eau</sub>

L'ion carbonate des carbonates alcalins laisse précipiter également les sels basiques de cobalt roses, en particulier le solide rose-rouge {{Fchim|CoCO|3}}. En présence de carbonate d'ammonium, il y a redissolution suivant l'équation précédente (i).

Les ions Co(II) précipitent aussi en présence d'ions phosphates, oxalates, ferrocyanures et mercurithiocyanates notamment.
: 3 {{fchim|Co<sup>2+</sup>}} <sub>ion cobalteux en milieu aqueux neutre</sub> + 2 {{fchim|PO|4|<sup>3−</sup>}} <sub>aq solution de {{fchim|Na|2|H PO|4|}}</sub> → {{fchim|Co|3|(PO|4|)|2|}} <sub>précipité de phosphate de cobalt mauve</sub> <ref group=alpha>Le phosphate de cobalt est soluble en milieu acide, à pH < 4 pour des concentrations centimolaires en ions cobalteux.</ref>

==== Complexation ====
Les ions Co(II) forment avec les ions thiocyanates {{formule chimique|SCN<sup>−</sup>}} un complexe caractéristique de couleur bleu {{formule chimique|[Co(SCN)|4|]<sup>2−</sup>}}. C'est une façon de les mettre en évidence. Le changement de coloration (rose → bleu) est dû à un changement de coordination : octaédrique (rose), tétraédrique (bleu). Cette bicoloration des complexes de cobalt intervient avec de nombreux autres ligands et sert de repère analytique.

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

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

==== Oxydoréduction ====
Le potentiel standard du couple Co(III)/Co(II) dans l'eau, donc de l'aquacomplexe, est ''E''° = {{unité|1.83|V}}<sub>/[[Électrode standard à hydrogène|ESH]]</sub>. La valeur du potentiel standard étant supérieure à celle de l'oxydation de l'eau, le complexe {{formule chimique|[Co(H|2|O)|6|]<sup>3+</sup>}} n'est pas stable dans l'eau.
Le potentiel standard du couple Co(II)/Co est - {{unité|0.28|V}}<sub>/ESH</sub>. Il est possible de déposer le cobalt par électrolyse. C'est une façon en chimie analytique de le séparer d'autres ions, voire de le titrer par gravimétrie.

L'oxydation de Co(II) en Co(III) peut être utilisée comme méthode de titrage par exemple par le cérium(IV). Cependant comme le potentiel standard d'oxydation du cobalt est supérieur à celui du couple Ce(IV)/Ce(III), on ne peut pas titrer directement une solution de Co(II). Pour abaisser le potentiel standard, on stabilise le Co(III) en le complexant par exemple en utilisant l'[[1,10-phénantroline|ortophénantroline]]. L'indicateur de fin de titrage est l'ortophénantroline ferreuse<ref>Charlot G. (1966). Les méthodes de la chimie analytique. Ed Masson et Cie.</ref> On peut aussi choisir de suivre ce titrage par [[Titrage potentiométrique|potentiométrie]]<ref>Martinand-Lurin E., Grüber R. (2012). ''40 expériences illustrées de chimie générale et organique''. Éd. De Boeck.</ref>.

=== Chimie de coordination ===
La chimie de coordination est née des travaux du chimiste [[Alfred Werner]] portant sur l'étude de complexes de cobalt. C'est à leur sujet que la célèbre compétition avec [[Sophus Mads Jørgensen|Jorgensen]] intervint, aux dépens de ce dernier. Aujourd'hui les composés de coordination sont décrits par la théorie du champ des coordinats, qui allie les propriétés magnétiques, spectroscopiques, structurales et thermodynamiques.

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

==== Géométrie des complexes ====
Les ligands anioniques monodentates (Cl<sup>−</sup>, Br<sup>−</sup>, I<sup>−</sup>, SCN<sup>−</sup>, N<sub>3</sub><sup>−</sup>) : les complexes sont souvent tétraédriques, donc bleus ; c'est aussi le cas avec les complexes bidentates encombrés : salicylate, bétadicétonate substitué.

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

De nombreux ligands donnent des complexes octaédriques (eau, [[ammoniac]], [[éthylènediamine]], cyanure...).
<gallery caption="Différentes géométries de complexes du cobalt">
Fichier:Salcomine.png|Complexe plan-carré
Fichier:Trans-dichlorotetraamminecobalt(III).png|Complexe octaédrique trans
Fichier:Cis-dichlorotetraamminecobalt(III).png|Complexe octaédriques cis
</gallery>

==== Spectroscopie des complexes ====
[[Fichier:FOrgel2.GIF|thumb|Diagramme d'orgel pour un ion d7]]
[[Fichier:D7 Tanabe-Sugano diagram.png|thumb|Diagramme de Tanabe-Sugano pour un ion d7]]
Les solutions aqueuses de cobalt sont rose pâle. Dans le visible, trois bandes apparaissent sur le spectre :
* {{unité|8000|cm|-1}} ; ε = 1,3 ; <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(F) → <sup>4</sup>T<sub>{{unité|2|g}}</sub>(F) ;
* {{unité|19000|cm|-1}} ; ε = 4,8 ; <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(F) → <sup>4</sup>A<sub>{{unité|2|g}}</sub>(F) ;
* {{unité|21000|cm|-1}} ; ε = 2,1 ; <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(F) → <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(P)<ref>Figgis B.N. (1966). Introduction to Ligand Fields. Ed. Interscience Publishers, John Willey & Son, p.223.</ref>.

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

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

Les différents niveaux du diagramme d'Orgel ci-contre sont issus du terme <sup>4</sup>F (fondamental de l'ion libre Co<sup>2+</sup> ou de son premier niveau excité <sup>4</sup>P). Ce sont donc tous des quadruplets de spin entre lesquels les transitions électroniques sont permises (de spin, elle reste interdite de symétrie).

Que ce soient des complexes tétraédriques ou octaédriques, tous sont censés présenter trois bandes d'absorption dans la gamme d'énergie UV-visible. Dans les faits, la transition de plus haute énergie est l'élément le plus caractéristique du spectre. C'est donc <sup>4</sup>A<sub>2</sub> → <sup>4</sup>T<sub>1</sub>(P) pour les complexes tétraédriques, et <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(F) → <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(P) pour les complexes octaédriques. L'enveloppe des bandes de ces transitions est généralement compliquée par la présence, dans la même gamme d'énergies, de transitions interdites de spin, mais dont l'intensité est renforcée par l'existence d'un couplage spin orbite<ref>Cotton A. & Wilkinson G. (1972). ''Advanced inorganic chemistry''. {{3e}} éd, éd. Willey interscience. p.880.</ref>.

Les autres transitions sont dans le proche infrarouge. Elles s'analysent bien avec le [[diagramme de Tanabe-Sugano]]. Pour {{Fchim|Co(H|2|O)|6}}<sup>2+</sup>, ''B'' = {{Unité|980|cm|-1}} et Δ<sub>o</sub> = {{unité|9300|cm|-1}}. La valeur de ''B'' est égale à 80 % de la valeur ''B''* = {{unité|1120|cm|-1}} de l'ion libre Co<sup>2+</sup>.

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

Le moment magnétique pour les complexes de niveau fondamental <sup>4</sup>T<sub>{{unité|1|g}}</sub>(F) est généralement entre 4,7 et 5,2 M.B., alors qu'il devrait être de 3,89 si la seule contribution du spin était présente.

Dans le cas des complexes tétraédriques, la situation est compliquée pour une autre raison. Bien que le fondamental soit un singulet d'orbitale (terme A), une contribution orbitalaire intervient aussi, mais indirectement, par l'intermédiaire du premier niveau excité <sup>4</sup>T<sub>2</sub>. Ainsi, les moments magnétiques des tétrahalogénocobaltates(II) sont :
* CoCl<sub>4</sub><sup>2−</sup> : 4,59 M.B. ;
* CoBr<sub>4</sub><sup>2−</sup> : 4,69 M.B. ;
* CoI<sub>4</sub><sup>2−</sup> : 4,77 M.B.

Peu de complexes octaédriques à haut champ ont été étudiés.

===== Cas du cobalt(III) =====
À l'exception de quelques rares complexes comme CoF<sub>6</sub><sup>3−</sup>, les très nombreux complexes octaédriques du cobalt(III) sont des complexes à bas spin, et sont donc paramagnétiques. Leurs 6 électrons remplissent le niveau électronique t<sub>{{unité|2|g}}</sub> en s'appariant, et le terme fondamental est <sup>1</sup>A<sub>{{unité|1|g}}</sub>.

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

==== Composés carbonyles ====
Le cobalt étant dans la {{9e|colonne}}, il possède, au degré d'oxydation zéro, un nombre impair d'électrons. Il ne peut donc satisfaire la règle des 18 électrons (qui s'applique bien pour les composés carbonylés) qu'en créant au moins une liaison cobalt-cobalt. C'est le cas de {{Fchim|Co|2|(CO)|8}}, {{Fchim|Co|4|(CO)|12}} ou {{Fchim|Co|6|(CO)|16}} qui peuvent être formés. Les ponts entre cobalts existent sous plusieurs structures géométriques en équilibre, par exemple, pour le composé dinucléaire {{Fchim|Co|2|(CO)|8}}.
[[Fichier:CobaltCarbonyl.png|thumb|left|upright=1.5|Équilibre entre deux formes pontées de l'octacarbonyledicobalt]]{{clr}}

[[Fichier:HCo(CO)4-3D-balls.png|thumb|Modèle moléculaire du tétracarbonylhydrogénocobalt(-I)]]
La réduction de {{Fchim|Co|2|(CO)|8}} par un amalgame de sodium dans le benzène conduit à {{Fchim|Co(CO)|4}}<sup>−</sup>, qui est un cobalt au degré d'oxydation (-I). En milieu acide, celui-ci donne l'hydrure jaune pâle {{Fchim|HCo(CO)|4}}. Dans des conditions plus drastiques, il est même possible de former un cobalt au degré d'oxydation (-III). Les éléments chimiques de la même colonne (rhodium et iridium) se comportent de la même façon.

Les composés cobalt-carbonyles possèdent des applications industrielles puisqu'ils constituent le catalyseur des réactions d'[[hydroformylation]].
{{clr}}

==== Composés cyclopentadiényles ====

[[Fichier:Cobaltocene 200.svg|thumb|100px|Cobaltocène et sa structure [[Composé sandwich|sandwich]]]]
Le [[cobaltocène]] {{Fchim|Co(II)(C|5|H|5|)|2}} est un composé violet sombre, sensible à l'air, homologue du [[ferrocène]]. Il est préparé à partir de [[cyclopentadiénure de sodium]] et de [[chlorure de cobalt(II)|CoCl<sub>2</sub>]]. Il est stable (à l'abri de l'air) jusqu'à {{tmp|250|°C}}, mais sa grande réactivité par rapport à son homologue ferreux vient du fait qu'il possède 19 électrons dans sa [[sphère de coordination]]. Son nombre impair d'électrons lui confère une propriété [[paramagnétique]] avec un [[moment magnétique]] de 1,76 M.B., en conformité avec la formule du spin seul. Il s'oxyde assez facilement en ion cobalticinium, de couleur jaune : {{Fchim|Co(III)(C|5|H|5|)|2}}<sup>+</sup>. Ce dernier résiste à une autre oxydation, il est même stable dans l'[[acide nitrique]] concentré.

Il existe aussi de nombreux [[composés semi-sandwich]] du cobalt de formule {{Fchim|Co(II)(C|5|H|5|)L|2}}, L étant un ligand [[phosphine]], carbonyle, etc.

=== Vitamine B12 ou l'ion cobalt en chimie bio-inorganique ===
Le principal composé biologique du cobalt est la [[vitamine]] B<sub>12</sub>. Celle-ci fut extraite pour la première fois depuis des résidus de foie. Elle a été trouvée responsable de l'efficacité des traitements au fer, contre l'[[anémie]], qui étaient d'autant plus efficaces qu'ils contenaient des impuretés à base de colbalt<ref>Greenwook N.N., & Earnshaw A. (1997). Chemistry of the element. Ed Elsevier p.1138.</ref>.
[[Fichier:Cyanocobalamin.gif|gauche|vignette|Structure animée de la cyanocobalamine]]
La vitamine B<sub>12</sub> est un [[Composé organométallique|complexe organométallique]] du cobalt. L'ion cobalt y est au centre d'un noyau [[porphyrine]]. Une telle situation ressemble à celle du fer dans l'[[hémoglobine]]. En plus des 4 atomes d'azote du noyau porphyrine, le cobalt est entouré d'un atome d'azote appartenant à un résidu [[imidazole]] d'une désoxy[[adénosine]]. La {{6e|position}} est occupée par un groupe [[alkyle]] lié au cobalt par une [[liaison sigma]]. Cela fait de cette vitamine le seul composé organométallique de cobalt existant dans la nature.

La [[Vitamine B12|vitamine B<sub>12</sub>]] peut être isolée sous forme de cyanocobalamine, dans laquelle un groupe CN<sup>−</sup> remplace la désoxyadénosyl sur la sixième position de coordination. D'autres substitutions de ce sixième ligand peuvent être effectuées (CH3-, OH).

L'incorporation du cobalt dans le noyau porphyrine donne à cet élément des propriétés rédox originales puisque trois formes existent suivant les conditions :
* Co(I), vitamine B<sub>12s</sub> sous sa forme bleu-vert ;
* Co(II), vitamine B<sub>12r</sub> sous sa forme marron ;
* Co(III)-OH, [[hydroxocobalamine]] violette.

<gallery caption="Différentes formes de la vitamine B12">
VitaminB12.png | Vitamine B12
Hydroxocobalamin.svg | Hydroxocobalamine
</gallery>

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

Le rôle biochimique de la vitamine B<sub>12</sub> est de permettre l'[[isomérisation]] du type
[[Fichier:Isomérie par vitamine B12.gif|center|Isomérie par vitamine B12]]

Elle permet en particulier la production d'érythrocytes ou globules rouges.

=== Analyse ===
Les composés minéraux de cobalt colorent en bleu les perles de phosphore. Les sels de cobalt sont oxydés en oxyde de cobalt, le [[borax]] corps dissolvant d'oxydes, une fois imprégné à chaud, donne des "perles de verres bleues" après chauffage au chalumeau.

Le thiocyanate de potassium donne avec les ions cobalteux un complexe de cobalt de couleur bleu, déjà décrit ci-dessus. Les solutions neutres ou peu acides d'ions cobalteux donnent avec le composé α-nitroso β-naphtol un précipité rouge-vineux de cobalt (III) de formule {{formule chimique|Co<sup>III</sup>[C|10|H|6|(OH)(NO)]|3|}}, soluble dans les solutions basiques et les acides dilués. Elles réagissent aussi avec les ions mercurithiocyanates, laissant un précipité bleu caractéristique {{formule chimique|CoHg(SCN|4|)}}<ref group=alpha>La réaction-test est surtout plus sensible en présence d'ions zinc divalent, le précipité mixte {{formule chimique|CoHg(SCN|4|). ZnHg(SCN|4|}} plus abondant et toujours bleu.</ref>.

L'analyse quantitative peut être conduite par précipitation d'oxyde de cobalt {{formule chimique|Co|3|O|4|}}. L'électrolyse est également une technique pour les sels de cobalt.

== Utilisations ==
Historiquement, le cobalt a été utilisé principalement en métallurgie (70 % du cobalt produit depuis 1920), dont 11 % pour  les aimants, le second secteur dominant est la chimie (20 %) dont la pétrochimie (14 %). En 2006, environ 33 % de la production est utilisée pour les [[superalliage]]s (22 %) et les alliages durs (11 %).

=== Cobalt dans les batteries ===
La fabrication d'[[Accumulateur électrique|accumulateurs]], secteur en pleine évolution à partir de 1995 devient prédominant au début de la décennie 2010, avant de décliner à la fin de cette même décennie. Avec la demande pour les batteries de l'industrie automobile électrique, les prix du cobalt ont culminé en 2017 (30 $/livre) avant de chuter de moitié en 2019 avec l'abandon progressif dans la fabrication des batteries. En 2017, la production de batteries a représenté près de 50 % de la consommation de cobalt, alors que les [[superalliage]]s en représentaient 18 % et les alliages durs 8 %<ref>{{Lien web|langue=en|titre=Benchmark launches cobalt industry's first ever battery metal price|url=https://www.benchmarkminerals.com/benchmark-launches-cobalt-industrys-first-ever-battery-metal-price-first-assessment-at-97000-tonne/|site=Benchmark Minerals|date=9 avril 2018}}</ref>.

L'utilisation du cobalt dans les accumulateurs du type [[accumulateur lithium-ion|lithium-ion]], dont une des deux électrodes est constituée de [[Dioxyde de cobalt et de lithium|LiCoO<sub>2</sub>]], a connu une croissance rapide jusqu'en 2019. [[Panasonic]], principal fabricant mondial de batteries lithium-ion et partenaire de [[Tesla (entreprise)|Tesla]] dans la [[Gigafactory 1|Gigafactory]], annonce en 2018 l'aboutissement du développement de batteries sans cobalt pour ne plus dépendre de ce métal relativement rare, coûteux, et dont l'approvisionnement est problématique à plus d'un titre. Selon Kenji Tamura, responsable chez Panasonic du secteur des batteries automobiles, cette recherche a bénéficié du plus haut niveau de priorité chez le géant japonais : « Nous visons le zéro cobalt dans un proche avenir ». En juillet 2019, le fabricant chinois de cellules pour batteries SVOLT Energy Technology annonce avoir mis au point une nouvelle technologie de batteries lithium-ion sans cobalt, dénommée « NMx »<ref>[https://www.automobile-propre.com/le-fabricant-chinois-svolt-presente-la-premiere-batterie-sans-cobalt/ Le fabricant chinois SVOLT présente la première batterie Li-Ion sans cobalt], automobile-propre.com, 16 juillet 2019.</ref>. Des annonces ont été faites par [[Tesla (automobile)|Tesla]] et [[Volkswagen]] sur l'utilisation d'[[accumulateur lithium-fer-phosphate]] (LFP) pour leurs voitures électriques de gamme standard<ref>{{en}} [https://iea.blob.core.windows.net/assets/ad8fb04c-4f75-42fc-973a-6e54c8a4449a/GlobalElectricVehicleOutlook2022.pdf Global EV Outlook 2022] (page 180-181), [[Agence internationale de l'énergie]], mai 2022.</ref>. En septembre 2020, Tesla a présenté ses plans pour fabriquer ses propres éléments de batterie sans cobalt<ref>{{article|langue=en|url= https://www.theverge.com/2020/9/22/21451670/tesla-cobalt-free-cathodes-mining-battery-nickel-ev-cost |périodique=[[The Verge]] |titre= Tesla to make EV battery cathodes without cobalt |prénom= Justine |nom= Calma |date= 2020-09-22 |consulté le= 2020-09-26}}.</ref>, et utilise dans ses modèles les plus vendus (entrée de gamme des modèles 3 et Y) des batteries LFP sans cobalt provenant d'autres fournisseurs comme [[CATL]] et [[BYD]]<ref name="www.automobile-propre.com" />. Tesla annonce que tous les modèles d'entrée de gamme des [[Tesla Model 3|Model 3]] et [[Tesla Model Y|Y]] utiliseraient la technologie LFP à compter de 2021, cette technologie équiperait donc plus de 50 % des véhicules de la marque dès 2022<ref>{{lien web|langue=en|url=https://arstechnica.com/cars/2021/10/tesla-made-1-6-billion-in-q3-is-switching-to-lfp-batteries-globally/|titre=Tesla made $1.6 billion in Q3, is switching to LFP batteries globally|prénom=Jonathan M.|nom=Gitlin|date=October 21, 2021|site=Ars Technica}}</ref>. Le marché global des batteries électriques s'est inversé en 2021. Les batteries LFP ont officiellement dépassé les batteries ternaires avec 52 % de la capacité installée, avec un taux de croissance beaucoup plus rapide que celui des batteries ternaires (parmi lesquelles on trouve les batteries contenant du cobalt)<ref>{{article|langue=en |url= https://m.energytrend.com/news/20220520-28100.html|périodique= energytrend.com |titre= EV Lithium Iron Phosphate Battery Battles Back |date= 2022-05-25 |consulté le= 2020-11-18}}</ref>.

Les batteries contenant du cobalt pour automobiles représentaient en 2022 40 % de la consommation annuelle mondiale de cobalt (0,07 Mt). Les batteries contenant du cobalt dominent encore le marché pour les téléphones, les ordinateurs et les outils électriques portables (30 % de la consommation annuelle mondiale de cobalt, 0,05 Mt), leur compacité et leur légèreté compensent les prix plus élevés, et leur faible durée de vie est moins handicapante que pour les voitures. Les alliages métalliques représentaient 15 % des utilisations (0,03 Mt), la pétrochimie et la chimie 6 % des utilisations (0,01 Mt)<ref name="COBALT: POWERING THE GREEN ECONOMY">{{Lien web |langue=en |titre=COBALT: POWERING THE GREEN ECONOMY |url=https://www.cobaltinstitute.org/wp-content/uploads/2023/08/Cobalt_Factsheet.pdf |format=pdf |accès url=libre |site=cobaltinstitute.org |date=31 janvier 2023 |consulté le=23 février 2024}}</ref>.

=== Cobalt dans les alliages métalliques ===
On retrouve le cobalt dans divers [[alliage]]s, tels que :
* les [[super-alliage]]s réfractaires résistants à la corrosion, pour certaines pièces de [[turboréacteur]]s ou les [[Turbine à gaz|turbines à gaz]] ;
* les alliages résistants à la corrosion, comme les [[Stellite (alliage)|stellite]]s ;
* les aciers rapides (pour la réalisation des outils de coupe) ;
* les alliages pour prothèse dentaire (couronne par exemple) ;
* Les aimants et médias d'enregistrement magnétique, les aimants pour haut-parleurs.

=== Cobalt dans les céramiques ===
En dehors des alliages, les céramiques très dures comportent du cobalt, par exemple les [[carbure]]s ou composés frittés de carbures métalliques dits ''métaux durs'', par exemple pour des [[foret]]s ou des [[Fraise dentaire|fraises dentaires]]<ref group=alpha>Il apparaît à hauteur de 6 % en masse dans un des premiers carbures de tungstène préparé par [[frittage]] à l'échelle industrielle, dénommé [[widia]].</ref>. Il existe des matériaux composites ou céramique à matrice métallique à base de cobalt, comme les [[cermet]]s.
Les oxydes de cobalt(II) et (III) sont des produits de frittage, employés avec les carbures de titane et de tungstène, pour fabriquer des outils de coupe toujours efficaces à grande vitesse malgré un échauffement élevé. Présents dans divers matériaux semi-conducteurs, ces oxydes sont en outre utilisés comme pigments colorés des céramiques et des verres. Les hydroxydes de cobalt à structure lamellaire peuvent être utilisés dans les [[supercondensateur]]s.
Le carbonate de cobalt(II) est un pigment rouge pour céramiques. Le chlorure de cobalt(II) est un pigment pour vernis minéraux, il est employé en peinture sur verre et céramiques.
[[Fichier:Cobalt-acetate-comparison.png|vignette|139x139px|Acétate de cobalt anhydre en tube et acétate de Co tétrahydraté]]
L'acétate de cobalt(II) et les carboxylates de cobalt(II) sont des corps siccatifs ou agents séchants pour les laques et vernis, les peintures et les encres. Le chlorure de cobalt(II) (anhydre bleu pâle et rose hydraté) est présent dans les encres sympathiques, il peut être employé dans les indicateurs d'humidité, avec les [[Dessiccateur (verrerie)|dessicateur]]s classiques.

=== Cobalt dans la pétrochimie ===
Le cobalt et surtout certains composés sont également utilisés dans des secteurs non métallurgiques comme la [[catalyse]] notamment dans le secteur des hydrocarbures, en particulier le [[procédé Fischer-Tropsch]] qui permet de transformer du charbon en carburant liquide pour les moteur à explosion, les [[pigment]]s (3 % en 2022), les pneus, les [[colle]]s, les [[savon]]s…

Le cobalt est bien représenté parmi les [[catalyseur]]s de l'industrie chimique et pétrolière (3 % en 2022). Le métal cobalt, souvent associé au Fe et au Ni, est un catalyseur de la [[réaction de Bosch]]. Le molybdate de cobalt figure parmi les catalyseurs de conversion et de désulfuration pour obtenir de l'essence et d'autres produits pétroliers. Les carboxylates de Cobalt(II) sont des catalyseurs communs. 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, par exemple dans la fabrication industrielle du [[Phénol (molécule)|phénol]] et de l'[[acétone]].

=== Cobalt dans la chimie organique et l'agroalimentaire ===
L'ion cobalt complexé à des molécules organiques peut être utilisé comme [[absorbeur d'oxygène]], mais aussi de [[chlore]], de [[soufre]], d'[[arsenic]].

L'élément cobalt est un additif alimentaire pour les animaux d'élevage, principalement les [[ruminant]]s (bovins, ovins et caprins) et les [[lapin]]s, pour permettre la production par leur flore digestive de [[Vitamine B12|vitamine B<sub>12</sub>]]<ref>[http://www.efsa.europa.eu/fr/efsajournal/pub/1383 «Avis scientifique sur l'utilisation de composés du cobalt en tant qu'additifs dans l'alimentation animale»], European Food Safety Authority, 2009.</ref>. Le cobalt est un facteur de croissance des bactéries du [[rumen]]<ref group=alpha>Les micro-organismes de la panse des ruminants sont à l'origine de la synthèse de la vitamine B12</ref>. L'administration du cobalt passe par l'ingestion de granules d'argiles, le besoin journalier pour un bovin adulte avoisine {{unité|1|mg}} et {{unité|0.08|mg}} pour un mouton<ref>''Larousse agricole'', 1991, article cobalt. Une dose trop importante est toxique. Ainsi la limite toxique bovine ne dépasse pas 100 mg par jour et par 100 kilogrammes de masse corporelle vive, la limite ovine 300 mg par jour et par 100 kilogrammes de masse théorique.</ref>. Toutefois, le fourrage traditionnel de nombreuses régions agricoles satisfait généralement ce besoin minimal. Si ce n'est pas le cas, une autre stratégie consiste à répandre 1 à {{unité|2|kilogrammes}} de sulfate de cobalt ou carbonate de cobalt par ha sur les prairies artificielles ou les cultures fourragères.

Il sert aussi comme matière première pour la production par fermentation bactérienne de vitamine B<sub>12</sub> destinée à servir d'additif alimentaire pour animaux d'élevage ou pour l'alimentation humaine.

En 2012, les résultats<ref>E. S. Andreiadis, P.-A. Jacques, P. D. Tran, A. Leyris, M. Chavarot-Kerlidou, B. Jousselme, M. Matheron, J. Pécaut, S. Palacin, M. Fontecave, V. Artero, ''Molecular Engineering of a Cobalt-based Electrocatalytic Nano-Material for H2 Evolution under Fully Aqueous Conditions'', Nature Chemistry (2012) in press. DOI: 10.1038/NCHEM.1481</ref>{{,}}<ref>S. Cobo, J. Heidkamp, P.-A. Jacques, J. Fize, V. Fourmond, L. Guetaz, B. Jousselme, R. Salazar, V. Ivanova, H. Dau, S. Palacin, M. Fontecave, V. Artero, ''A Janus cobalt-based catalytic material for electro-splitting of water, Nature Materials 11 (2012) 802. DOI: 10.1038/nmat3385''</ref> des premiers essais de catalyseur {{"|[[Bioinspiration|bioinspirés]]}} (ici imitant le fonctionnellement d'enzymes naturelles) montrent qu'il pourrait éventuellement se substituer au platine pour la [[production d'hydrogène]] et/ou la production d'oxygène par [[électrolyse]] de l'eau<ref name=communiqueRourrier2012H2>Communiqué de recherche de l'université Joseph-Fourrier, ''[http://www.ujf-grenoble.fr/universite/medias-et-communication/actualites/production-d-hydrogene-si-le-cobalt-remplacait-le-platine--322198.htm?RH=1323869309289 Production d'hydrogène : si le cobalt remplaçait le platine]'', 2012-10-31</ref> ; Deux composés sont proposés (en 2012), le premier utilisable en solutions aqueuses de pH neutre sous forme de {{Citation|[[nanoparticule]]s de cobalt enrobées d’un oxophosphate de cobalt}} ; et l'autre étant ''{{Citation|le premier matériau catalytique "commutable" et sans [[métaux nobles]] jamais créé capable d’intervenir dans les deux réactions chimiques essentielles à l’électrolyse de l'eau : la production d’hydrogène et la production d’oxygène}}''<ref name=communiqueRourrier2012H2/> (des catalyseurs bio-inspirés, à base de nickel sur nanotubes de carbone étaient déjà proposés, mais efficaces uniquement en milieu fortement acide). Ce nanocatalyseur est commutable, ceci signifie qu'il ''{{Citation|peut se transformer de manière réversible d’une forme chimique à une autre, chacune correspondant à une activité catalytique spécifique}}''. Reste à industrialiser le processus.
[[Fichier:Cobalt(II)-nitrate-photo.jpg|vignette|Nitrate de cobalt]]

== Toxicité et écotoxicité du cobalt ==
Cet [[élément trace métallique|élément trace]] est surtout retrouvé dans les sols et les sédiments. À très faible dose, c'est un oligoélément utile à quelques rares plantes qui savent fixer l'azote, et indispensable à un plus grand nombre de bactéries fixatrices associées à la sphère racinaire ([[rhizobium]] de nombreux végétaux).

Les tissus animaux vivants n'en contiennent que de très faibles doses (quelques milligrammes pour cent grammes). L'ion cobalt est associé à certaines protéines et surtout à la vitamine B12.
Les ruminants (décrits précédemment) sont vulnérables à la carence en cobalt qui cause une baisse de l'appétit et fait chuter la production de lait et le poids des veaux et génisses d'élevage. Cette carence a été observée dans des cas rares de certaines régions agricoles (Vosges granitiques et secteurs similaires de l'Ouest de la France)<ref group=alpha>Les bovidés progressivement adaptés à ces secteurs pauvres étaient plus petits et donc plus résistants à ces troubles de carences, qui pouvaient autrefois affaiblir un gros animal importé.</ref>. La carence en cobalt(II) favorise aussi l'action toxique du [[sélénium]] et sa pénétration dans l'organisme<ref group=alpha>Le Co et surtout la vitamine B12 préserve de la toxicité du sélénium</ref>.

Le besoin journalier en cobalt ne dépasse pas 0,6 à {{unité|0.15|mg}} chez l'humain ; encore faut-il que ce soit uniquement sous forme de vitamine B12. Chez les ruminants, la microflore du [[rumen]] transforme l'ion cobalt divalent en [[cyanocobalamine]] ou [[vitamine B12]].

=== Sources d'exposition et de risques pour la santé ===
Une exposition aiguë au cobalt avoisinant 25 à {{Unité|30|mg}} par jour est toxique.

On n'a pas noté d'affections cardiaques chez les patients anémiques ou les femmes enceintes ayant été médicamentés au cobalt, mais des anomalies [[fœtus|fœtales]] sont provoquées chez des animaux exposés en laboratoire à des taux élevés de cobalt lors de la grossesse.

Dès les [[années 1960]], certaines brasseries américaines ont commencé à ajouter du sulfate de cobalt, comme stabilisateur de la mousse de la [[bière]] ; ceci a provoqué chez les grands buveurs de bière des [[nausée]]s, [[vomissement]]s et graves affections cardiaques (mort avérée de quarante grands buveurs qui ingéraient ainsi 6 à {{unité|8|mg}} de cobalt par jour dans plus de 12 litres de bière<ref group=alpha>La mauvaise nourriture et l'alcool sont des facteurs aggravants de l'hypertension. Mais le cobalt joue un évident rôle néfaste au niveau cardiaque.</ref>. Cette bière aujourd'hui interdite par la [[Food and Drug Administration|US FDA]] contenait 1,2 à {{unité|1.5|mg}} par litre.

Une source émergente d'exposition humaine la pose de certaines prothèses ([[arthroplastie|prothèses de hanche]] notamment)<ref>Pizon AF, Abesamis M, King AM, Menke N. (2013), ''Prosthetic hip-associated cobalt toxicity'' ; ''J Med Toxico'',. déc 2013 ;9(4):416-7. doi:10.1007/s13181-013-0321-z</ref> ; elles sont sources - par usure - de particules nanométriques qui diffusent systémiquement dans le corps ''via'' la [[lymphe]] et le système vasculaire, avec des réactions locales indésirables dans les tissus mous entourant la prothèse, et avec une toxicité systémique<ref name=ToxicologieCobalt2012/>. Il est démontré que les particules nanométriques de cobalt (et d'autres métaux) sont bien plus toxiques que les particules micrométriques<ref name=ToxicologieCobalt2012/>. Dans ce cas il faut faire appel à la [[nanotoxicologie]] pour l'évaluation des risques<ref name=ToxicologieCobalt2012/> ; Un des indices (à interpréter avec prudence toutefois) est une augmentation du taux de cobalt sanguin après insertion de la prothèse<ref>Paustenbach DJ, Galbraith DA, Finley BL (2013), ''Interpreting cobalt blood concentrations in hip implant patients'' ; Clin Toxicol (Phila). 2013-11-20 ; Epub 2013 Nov 20.</ref>.

Ce produit ne figurant pas sur la liste des produits interdits aux sportifs, il a été suspecté que certains [[athlète]]s aient pu utiliser des sels de cobalt pour se [[Dopage (sport)|doper]], comme « alternative » à l'injection d'[[Érythropoïétine|EPO]] pour améliorer leur performance aérobie en échappant aux contrôles antidopage<ref>Lippi G, Franchini M, Guidi GC (2005), ''Cobalt chloride administration in athletes: a new perspective in blood doping ?'' ; Br J Sports Med. 2005 Nov; 39(11):872-3.</ref>, bien qu'avec de graves risques pour leur santé<ref name=ToxicologieCobalt2012/> (Il a été utilisé comme anti-anémique en médecine, efficacement mais avec des {{Citation|effets médicaux indésirables graves}})<ref name=Dopage2013/>; il pourrait ainsi être recherché dans le sang complet, le sérum, le plasma ou l'urine<ref>Blood doping by cobalt. Should we measure cobalt in athletes? Lippi G, Franchini M, Guidi GC. J Occup Med Toxicol. 2006 Jul 24; 1:18. Epub 2006 Jul 24.</ref>.

=== Toxicité ===
Elle est restée longtemps mal connue ; si le mot cobalt provient de l'allemand ''kobalt'' ou ''[[kobold]]'', véritable esprit maléfique qui hantait les mines dans la tradition germanique, le [[métal]] a été fabriqué tardivement et la toxicité du métal a longtemps été considérée comme faible. Il fallait toutefois, pour les métallurgistes prudents, que les poussières fines de métal cobalt soient inférieures à {{unité|0.5|mg/m3}}. L'inhalation de ces poussières provoque en effet des troubles pulmonaires et le contact avec la [[peau]] provoque des [[Irritation de la peau|irritation]]s. Son ingestion entraîne souvent nausées et vomissement.

==== Effets ====
C'est un oligoélément nécessaire à dose infime à certaines cellules et processus biologiques<ref name=ToxicologieCobalt2012>Simonsen LO, Harbak H, Bennekou P (2012), ''Cobalt metabolism and toxicology--a brief update. ; Sci Total Environ''. 2012-08-15; 432:210-5. Epub 2012 Jun 23 ([https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/22732165 résumé])</ref> ; il est présent dans la [[Vitamine B12|vitamine B<sub>12</sub>]] et utilisé contre l'[[anémie]], car favorisant la constitution des [[globules rouges]]. À des doses plus élevées, il est {{Citation|hautement toxique}}<ref name=ToxicologieCobalt2012/>. Les tests faits ''in vitro'' avec des ions cobalt sur des cellules de mammifères montrent qu'il est [[cytotoxique]] et induit l'[[apoptose]] et la [[nécrose]] cellulaire à des [[Concentration (chimie)|concentration]]s plus élevées que celle induisant une réponse inflammatoire<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.
<br>L'ingestion de chlorure de cobalt (II) provoque aussi rapidement nausées et vomissement voire la mort.
<br>La [[dose létale]] est facilement atteinte, surtout chez l'enfant. Des effets cardiaques et pulmonaires indésirables sont démontrés pour une exposition au cobalt proche ou légèrement inférieures aux limite d'exposition professionnelle actuelle<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.
<br />L'exposition au cobalt peut induire des affections pulmonaires (difficultés respiratoires évoluant éventuellement en [[asthme]], ou [[pneumonie]] chez des travailleurs ayant respiré un air chargé en cobalt), et il peut gravement affecter le tractus gastro-intestinal, la [[thyroïde]] (voir [[perturbation endocrinienne]]), le [[cœur]] et les systèmes sensoriels<ref name=Dopage2013>Ebert B, Jelkmann W (2013), '' Intolerability of cobalt salt as erythropoietic agent'' ; Drug Test Anal. 2013-08-30, Doi:10.1002/dta.1528. ([https://www.ncbi.nlm.nih.gov/pubmed/24039233  résumé])</ref>.

Cette toxicité est due :
* à ses propriétés chimiques ;
* à la [[radiotoxicité]] de certains de ses [[Radioisotope|isotopes radioactifs]] dont le [[cobalt 60]], utilisés pour la recherche et en [[médecine nucléaire]], par exemple sous forme d'aiguilles pour tuer des cellules cancéreuses ;
* à des actions [[synergique]]s avec d'autres métaux qui l'accompagnent souvent dans la nature ([[arsenic]], et moindrement [[cuivre]], [[nickel]], [[manganèse]]).
Dans tous les cas, il est plus toxique sous forme de [[nanoparticule]]s, mais la recherche est encore lacunaire dans ce domaine.

==== Génotoxicité ====
Le cobalt et ses sels sont [[génotoxique]]s, principalement en raison des [[Stress oxydant|dommages oxydatifs]] sur l'[[ADN]] par des espèces réactives de l'oxygène<ref name=ToxicologieCobalt2012/>, et peut être en raison d'une inhibition de certains processus de réparation de l'ADN<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.

==== Cancérogénicité ====
Le cobalt est classé comme "'''cancérogène possible'''" par le [[Centre international de recherche sur le cancer]] ; car il provoque un cancer lorsqu'il est introduit dans un [[muscle]] ou sous la peau, mais il ne semble pas être cancérogène lorsqu'il est inhalé par des animaux exposés via l'air, la nourriture ou l'eau. Les preuves de cancérogénicité du cobalt métallique et du sulfate de cobalt sont considérées comme suffisantes chez l'animal de laboratoire, mais encore jugées insuffisantes chez l'humain<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.

==== Métabolisme ====
Il est encore incomplètement cerné, mais on comprend mieux ses liens avec la carence en oxygène ([[hypoxie]]) dans les cellules animales : le Cobalt sous forme d'ion Co<sup>++</sup> stabilise les dégâts cellulaires dus à l'hypoxie et stimule la production d'[[érythropoïétine]] (EPO) et semble (par le même mécanisme) contribuer à coordonner et réguler d'autres réponses adaptatives à l'hypoxie, mais pour la plupart de ces réponses avec des effets cancérogènes potentiels (avérés dans le modèle animal)<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.
Une hypothèse récemment proposée est que certains des effets toxiques de l'ion Co<sup>++</sup> sont dus à une interférence négative (à confirmer) avec la pompe à Ca<sup>++</sup> des cellules<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.

==== Cinétique corporelle ; rétention/excrétion ====
Sa cinétique dans le corps (Co<sup>++</sup>) et son temps de séjour ont surtout été étudiés chez l'[[animal de laboratoire]] et un peu chez l'humain. <br />Il est principalement accumulé dans le foie, le rein, le pancréas et le cœur, et la teneur relative du squelette et du muscle squelettique augmentent lentement avec le temps après l'administration de cobalt<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.

Chez l'humain, l'excrétion rénale d'abord rapide, diminue en quelques jours. Ensuite dans une seconde phase qui dure quelques semaines, elle est ralentie, et une partie du cobalt reste piégé dans les tissus durant plusieurs années<ref name=ToxicologieCobalt2012/> (notamment dans le derme en cas de tatouage).

Dans le sérum, l'ion Co<sup>++</sup> se lie à l'[[albumine]] outre des ions libres (5 à 12 % de la concentration totale de cobalt).
Dans les globules rouges humains, il semble utiliser la même voie trans membranaire que le calcium, avec une absorption essentiellement irréversible quand il est effectivement engagé dans le [[cytosol]] (il n'est alors plus expulsé par la pompe à calcium)<ref name=ToxicologieCobalt2012/>.

=== Imprégnation des populations humaines ===
Elle semble presque systématique dans les pays riches (dont France) mais en des proportions encore mal connue, et elle varie vraisemblablement selon de nombreux paramètres (environnementaux et alimentaires notamment).
<br />En [[2018]] en France le « ''Volet [[périnatal]]'' » du ''programme national de [[biosurveillance]]'' a publié une évaluation de l'imprégnation des [[femme enceinte|femmes enceintes]] notamment par le cobalt (et par 12 autres métaux ou métalloïdes et quelques polluants organiques). Ce travail a été fait à l'occasion du suivi d'une cohorte de 4 145 femmes enceintes (« ''[[cohorte épidémiologique|Cohorte]] Elfe'' »). Cette cohorte comprenait des femmes ayant accouché en France en [[2011]] hors [[Corse]] et [[Territoire d'outre-mer (France)|TOM]])<ref name=EtudeF2011>[https://www.actu-environnement.com/media/pdf/news-30352-rapport-polluants-femme-enceinte-2.pdf : métaux et métalloïde] des recherches de la cohorte Elfe ; Décembre 2016 ; SANTÉ PUBLIQUE France / Imprégnation des femmes enceintes par les polluants de l’environnement en France en 2011]. Volet périnatal du programme national de biosurveillance|PDF, 224p|aussi disponible à partir de l’URL : www.santepubliquefrance.fr</ref>. Le [[dosage urinaire]] de 990 femmes enceintes arrivant à la maternité a confirmé l'omniprésence du Cobalt dans l'environnement<ref name=EtudeF2011/> ; il a été retrouvé dans 100 % des échantillons d’[[Analyse d'urine|urine analysées]]<ref name=EtudeF2011/> ([[moyenne géométrique]] : 0,85 μg/L avec comme taux de [[créatinine]] : 1,16 μg/g <ref name=EtudeF2011/> relativement similaires à ceux cités hors de France pour les femmes en fin de grossesse. - Ils sont cependant très supérieurs aux taux mesurés chez les femmes non-enceintes (en France notamment). La littérature cite cette différence, peut être explicable par des modifications métaboliques liées au manque de fer fréquent chez la femme enceinte<ref name=EtudeF2011/>. Dans l'étude française de 2018 dans le contexte périnatal, l'excrétion urinaire de cobalt est plus élevée en cas de tabagisme, et de consommation plus élevée de produits chocolatés et de thé, et elle tend par ailleurs à diminuer avec l’âge et la consommation de poisson. Les auteurs évoquent une possible corrélation avec le statut en fer de la femme (cf associations avec le thé et poisson) mais le bilan martial n'étant pas connu pour toutes les femmes de la cohorte Elfe cela reste une [[hypothèse]]<ref name=EtudeF2011/>.

Hormis pour les travailleurs ou personnes exposées à des sources industrielles ou naturelles importantes, 99 % du cobalt que nous absorbons proviendraient de la nourriture, plutôt que de l'eau ou de l'air<ref name="Page du Gvt. canadien sur le cobalt"/>.

=== Dissémination environnementale ===
[[Image:Cobalt OreUSGOV.jpg|thumb|Une des formes possibles de minerai de cobalt|264x264px]]

==== Sources naturelles ====
Sols, [[érosion]], [[volcan]]s, eau de mer et [[feux de forêt]]. Le taux moyen dans le sol, dans le monde, est de huit [[Partie par million|ppm]] (parties par million), mais variant de presque zéro à {{formatnum:6450}} ppm voire plus à proximité de mines (en Ontario, 16 et {{unité|17|ppm}} de cobalt ont été mesurées respectivement dans des parcs ruraux et de vieux parcs urbains<ref name="Page du Gvt. canadien sur le cobalt">[http://www.ene.gov.on.ca/cons/3793f.htm Page du Gvt. canadien sur le cobalt]</ref>).

==== Sources anthropiques ====
Eau, air, sol et écosystèmes sont pollués par les [[mine (gisement)|mines]] et l'industrie du cobalt, les fumées des incinérateurs et issues de la combustion du charbon et du pétrole qui en contiennent une faible proportion, de même que les gaz d'échappement des véhicules et avions. Des contaminations accidentelles surviennent parfois (ex : 61 boutons d'ascenseurs suisse, d'origine française (produits avec un acier indien contaminé par du cobalt radioactif), émettaient environ 7000 Bq chacun ; le transport de 14 de ces boutons suffisait à imposer d'appliquer l'accord européen relatif au transport international des marchandises dangereuses par route (ADR)<ref name="RapportS">http://www.bag.admin.ch/themen/strahlung/00043/00065/02236/index.html?lang=fr&download=M3wBUQCu/8ulmKDu36WenojQ1NTTjaXZnqWfVp7Yhmfhnapmmc7Zi6rZnqCkkId6f3uBbKbXrZ2lhtTN34al3p6YrY7P1oah162apo3X1cjYh2+hoJVn6w== Rapports annuels 2008 de la Division Radioprotection, Suisse (PDF, consulté 2009 05 26 ; 4866 kB</ref>).

Globalement, les sources principales sont les retombées des essais nucléaires, puis de l'accident de Tchernobyl. Leur radioactivité varie selon les lieux et diminue globalement progressivement avec le temps (voir figure 21 du rapport 2008 de la Division Radioprotection suisse ; ''« Césium 137 (en Bq/kg de matière sèche) dans les échantillons de sol de différentes stations de Suisse (1964–2008) »''<ref name="RapportS"/>, et la figure 22 (''« Strontium 90 dans divers échantillons prélevés entre 1950 et 2008 »'')) mais localement par lessivage, ruissellement puis [[bioconcentration]] les taux peuvent augmenter (dans les champignons, et les [[sanglier]]s qui les mangent par exemple.

=== Écotoxicologie ===
Dans les [[écosystème]]s : Le cobalt a été peu tracé dans les environnements aquatiques. Selon [[Ifremer]], on en trouve de 1 à 5&nbsp;ng.L<sup>−1</sup> en mer et les fleuves pollués en amènent des quantités significatives (de 200&nbsp;ng.L<sup>−1</sup> ont été mesurées à faible salinité dans la Seine et son estuaire). La chair des bivalves en contient ; par exemple de 3 à {{unité|3.5|mg}}.kg<sup>−1</sup> (poids sec) en hiver et de 0,8 à {{unité|1.2|mg}}.kg<sup>−1</sup> en été chez des moules du [[Devon (comté)|Devon]] en 1977 et 1978. Des huîtres du lagon de Navachiste au Mexique en contenaient de 0,3 à {{unité|1.9|mg}}.kg<sup>−1</sup> (p.s.) en 1991<ref>Ifremer, ''Surveillance du milieu marin, travaux du Réseau National d'Observation de la Qualité du Milieu Marin'' ; Le RNO : programmes actuels - L'argent, le cobalt, le nickel et le vanadium dans les mollusques du littoral français - Les carottes sédimentaires, mémoire de la contamination ; Bulletin Ifremer, 2002 [http://wwz.ifremer.fr/envlit/content/download/27649/224830/version/1/file/rno01.pdf Télécharger en Pdf]</ref>. La [[moule zébrée]] (moule d'eau douce) peut aussi en accumuler d'importantes quantités dans sa coquille.

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

=== Normes ? seuils ? ===
En [[2020]], il n'existe toujours pas de norme réglementaire de qualité de l'eau de surface, de nappe ou potable pour le cobalt dans l'Union européenne ni aux États-Unis<ref name=normeSeuils2020>William A. Stubblefield (2020) ''Acute and Chronic Toxicity of Cobalt to Freshwater Organisms: Using a Species Sensitivity Distribution Approach to Establish International Water Quality Standards'' ; Environmental Toxicology and Chemistry (ETC) ; 06 janvier 2020 ; https://doi.org/10.1002/etc.4662 ([https://setac.onlinelibrary.wiley.com/doi/10.1002/etc.4662 résumé])</ref>.

Une étude s'est basée sur des [[algue]]s, une [[plante aquatique]] et quelques espèces d'[[invertébré]]s et de poissons classiquement utilisées pour les tests de toxicité aiguë et chronique, afin de proposer des seuils pour une future norme<ref name=normeSeuils2020/>.
* Toxicité aiguë : La CL50 (ou CE50) variaient de 90,1 µg Co/L pour la lentille d'eau (''[[Lemna minor]]'') à 157000 µg Co/L pour la cécidomyie ([[Chironomus tentans]])<ref name=normeSeuils2020/> ;
* 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 (''[[Oncorhynchus mykiss]]''). L'EC20 variait de 11,1 µg Co/L pour la puce d'eau (''[[Ceriodaphnia dubia]]'') à 2 495 µg Co / L pour la truite<ref name=normeSeuils2020/>.
En suivant l'approche européenne, un concentration dangereuse médiane pour 5 % des organismes (HC 5,50 %) serait de 1,80 µg Co/L. Une approche de type US EPA, serait sept fois plus tolérante (7,13 µg Co/L)<ref name=normeSeuils2020/>.

Certains invertébrés et les algues/plantes aquatiques se montrent bien plus sensibles aux expositions chroniques au Co que les poissons<ref name=normeSeuils2020/>.

=== Dépollution ===
Pour extraire la forme ionique (dissoute) du cobalt d'un liquide on peut utiliser des [[chélateur]]s, des [[Échangeur d'ions|résines échangeuses d'ions]], du [[charbon de bois activé]], des techniques de [[nanofiltration]], et peut-être bientôt des polymères susceptibles d'absorber ce polluant des systèmes de refroidissement des centrales nucléaires sont à l'étude.

Des chercheurs allemands et indiens<ref group=alpha>Börje Sellergren, de l'Institut de recherche environnementale (INFU) à l'Université technique de Dortmund, avec Sevilimedu Narasimhan du [[Centre de recherche atomique Bhabha]] de Kalpakkam (Inde)</ref> cherchent à développer des [[polymère]]s capables de concentrer des isotopes de cobalt radioactifs pour traiter l'eau de refroidissement de [[Centrale nucléaire|centrales nucléaires]] : un nouveau procédé pour réduire les déchets radioactifs<ref>[http://www.bulletins-electroniques.com/actualites/61432.htm BE Allemagne numéro 462 (4/12/2009) - Ambassade de France en Allemagne / ADIT]</ref>.

Ce cobalt provient de l'alliage spécial qui compose des tubes dans lesquels circule sous pression l'eau bouillante. Ce cobalt est bombardé de [[neutron]]s quand il passe dans le cœur du réacteur, ce qui donne des isotopes radioactifs (Co 60 ; dont la période de demi-vie radioactive dépasse 5 ans).
<br>La [[nanostructure]] de ce polymère forme une ''« empreinte moléculaire »'', c'est-à-dire que les vides contenus par le polymère sont exactement à la forme d'un ion de cobalt. Ce polymère est en fait un produit antérieurement riche en ions cobalt qui a été passé à l'[[acide]] pour extraire le cobalt de la matrice ; Quand on place cette matrice dans un environnement contenant du cobalt, celui-ci tendrait à s'insérer dans les vides laissés par le passage à l'acide. Ainsi, une grande quantité d'isotopes radioactifs de cobalt en solution pourrait être piégée et éliminée avec ce polymère.

== Économie et production ==
{| class="wikitable alternance sortable centre"
|+Principaux pays producteurs de cobalt dans le monde (en tonnes)<ref>{{Lien web |langue=en |titre=MINERAL COMMODITY SUMMARIES 2022 |url=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2022/mcs2022.pdf |format=pdf |accès url=libre |site=USGS |date=31 janvier 2022 |consulté le=18 octobre 2022}}</ref>{{,}}<ref>{{Lien web |langue=fr |titre=Cobalt produit par pays du monde |url=https://fr.statista.com/statistiques/565284/cobalt-production-miniere-par-pays-principaux/ |site=Statista |consulté le=2022-10-18}}</ref>{{,}}<ref name="COBALT: POWERING THE GREEN ECONOMY" />{{,}}<ref>{{Lien web |langue=en |titre=Cobalt Statistics and Information |url=https://pubs.usgs.gov/periodicals/mcs2023/mcs2023-cobalt.pdf |format=pdf |accès url=libre |site=pubs.usgs.gov | éditeur = U.S. Geological Survey|date= 2023 |consulté le=23 février 2024}}</ref>
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[[Image:Kobalt electrolytic and 1cm3 cube.jpg|vignette|upright=1.3|Fragments purs (à plus de 99,9 %) de cobalt, raffinés par [[électrolyse]], à côté d’un cube d’{{unité|1|cm|3}} de cobalt de haute pureté (99,8 %), pour comparaison. Attention : la comparaison est faussée du fait du polissage du cube seul.]]
La bourse du marché du cobalt est gérée par le [[London Metal Exchange]].
Considéré comme un minerai stratégique et non-renouvelable, sa consommation en 2014 faisait que les réserves connues (de 7,1 millions de tonnes) en République démocratique du Congo (50 %), en Australie (15 %) et à Cuba (7 %)) seront épuisées en 60 ans. Les [[nodules polymétalliques]] et encroûtements cobaltifères sous-marins en contiennent néanmoins beaucoup (dont en [[Polynésie française]]<ref>Bougault H & Saget P (2011) ''[http://archimer.ifremer.fr/doc/00069/18029/15560.pdf Les encroûtements cobaltifères de Polynésie française]''. Mines & Carrières, (185), 70-75.</ref>) mais on ignore encore si on pourra les exploiter sans trop dégrader le [[milieu marin]]<ref>Lenoble J.P (2000) ''Les conséquences possibles de l’exploitation des nodules polymétalliques sur l’environnement marin''. New technologies and the law of the marine environment. Kluwer Law International, The Hague/London/Boston, 95-109.</ref>{{,}}<ref>Sarradin P.M, Sarrazin J & Lallier F.H (2017) ''[http://www.annales.org/re/2017/re85/RE-85-Article-SARRADIN-SARRAZIN-HALLIER.pdf Les impacts environnementaux de l’exploitation minière des fonds marins : un état des lieux des connaissances]''. In Annales des Mines-Responsabilité et environnement (No. 1, pp. 30-34). FFE.</ref>.

Selon le [[webzine]] Illuminem, les principaux producteurs sont des sociétés constituées au [[Royaume-Uni]] et en Suisse ([[Glencore]] et Eurasian Natural Resources) et en Chine (China Molybdenum et Metorex). Des actionnaires chinois contrôlent ces deux sociétés qui représentent 13,8 % de la production mondiale et environ 24 % de la production réalisée par de grandes entreprises bien connues et actives. Les entreprises constituées en République démocratique du Congo, en revanche, ne contrôlent que 3,5 % de la production mondiale. La famille sud-africaine Glasenberg est le principal actionnaire de Glencore (19,3 % de la production mondiale)<ref>{{Lien web| url = https://illuminem.com/illuminemvoices/23cc1d14-ac57-4e1a-b681-9a0ff8ecc644 | titre= Who controls the world’s minerals needed for green energy? | auteur= Adnan Mazarei |site = illuminem}}</ref>.

=== Ressources planétaires, enjeux stratégiques, écologiques et éthiques ===
==== Histoire récente ====
L'[[Afrique]] détient l'essentiel des ressources mondiale connues de cobalt. Environ 50 % se trouveraient en [[République démocratique du Congo]] (principalement dans la région de [[Kolwezi]]) qui vise à redevenir leader mondial en termes de production de minerai de cobalt<ref>ACP, [http://www.acpcongo.com/index.php?option=com_content&view=article&id=3233:la-rdc-determinee-a-reprendre-sa-place-de-leader-mondial-dans-la-production-du-cuivre-et-du-cobalt&catid=36:economie&Itemid=57 La RDC déterminée à reprendre sa place de leader mondial dans la production du cuivre et du cobalt], Kinshasa, 17 septembre 2013 (ACP)</ref>. La [[Zambie]] est le premier producteur de cobalt mais le minerai peut être fondu et raffiné ailleurs dans le monde, dont en Europe. Le [[Cameroun]] en possède peut-être le plus grand gisement au monde (sous la zone forestière de l'est du pays), qui devrait être mis en exploitation dans quelques années par le groupe américain [[Geovic]]<ref>[http://www.geovic.net/projects_cam_cobalt_nickel.html Geovic Mining Corp]</ref>.

À la fin du {{s-|XX|e}}, le belge [[Umicore]] (devenu [[Nyrstar]] après avoir fusionné avec [[Zinifex]] qui détient 60 % des parts) était leader mondial dans ce domaine.

Dans les [[années 1980]], il est l'une des huit matières premières stratégiques jugées ''indispensables'' (en temps de guerre comme en temps de paix)<ref group=alpha>Avec le germanium (électronique avancée), le titane (sous-marins de chasse, alliage extrêmement résistant), le magnésium (explosifs), le platine (catalyseur, et contacts aussi efficace que l'or pour l'aviation, circuits avec contacts rapides), le mercure (chimie nucléaire, instruments de mesure), le molybdène (acier) et le niobium (alliages spéciaux extrêmement rares). ([[Christine Ockrent]], [[Alexandre de Marenches|comte de Marenches]], ''Dans le secret des princes'', éd. Stock, 1986, p; 193.)</ref>.
<br />En [[1993]], 63 % de tout le minerai de cobalt venait de trois pays : Russie (32 %), Zambie (20 %) et Canada (11 %) ;
<br />En [[2006]], {{unité|55000|tonnes}}<ref name="Vigne">Vigne J.L., ANDRE G, KAPALA, (2009). Données industrielles, économiques, géographiques sur les principaux produits chimiques, métaux et matériaux. {{8e}} éd. SFC Eds. http://www.societechimiquedefrance.fr/extras/Donnees/acc.htm</ref> ont été produits (contre {{unité|19700|tonnes}} en [[1994]], et alors répartie de manière équilibrée entre Russie {{unité|3300|tonnes}}, Zaïre {{unité|3200|tonnes}}, Finlande {{unité|3000|tonnes}}, Canada {{unité|2900|tonnes}}, Norvège {{unité|2800|tonnes}}, Zambie {{unité|2600|tonnes}} distançant la Chine {{unité|800|tonnes}}).

En [[2018]] le cobalt, plus convoité que jamais (pour les batteries de véhicules électriques notamment) est classé « rouge »<ref>Delamarche M (2018) [https://www.usinenouvelle.com/article/le-tableau-de-mendeleiev-des-metaux-critiques.N711374''Le tableau de Mendeleïev des métaux critiques ; L'Usine nouvelle / Matières premières , métaux précieux , Métaux non ferreux , Cuivre'']| 28/06/2018</ref> par le [[BRGM]] et le WMF (« ''World Materials Forum'' ») car combinant un risque de rupture d'approvisionnement et une importance très haute pour l'industrie<ref>. Cette année une étude ([[McKinsey & Company|McKinsey]], CRU et [[BRGM]]) a ré-évalué la disponibilité d’une cinquantaine d'éléments (dans les conditions techniques et économiques du moment, et en tenant mieux compte du besoin de minerai de « ''qualité'' », du temps d'épuisement des réserves connues, mais aussi du risque géopolitique et du faible nombre d’acteurs de la chaine d’approvisionnement{{etc.}}). Ce travail est réalisé dans le cadre du « ''World Materials Forum'' »</ref> car il pourrait manquer « entre 2025 et 2030 » et la République démocratique Congo qui possède la moitié des ressources pourrait être politiquement instable.
Son prix a quadruplé en 2 ans et à ce rythme, en 10 ans « les 70 ans de réserves actuelles de cobalt tomberont à 25 ans si elles ne sont pas renouvelées »<ref>Novethic (2018) ''[https://www.novethic.fr/actualite/environnement/ressources-naturelles/isr-rse/six-matieres-premieres-essentielles-mettent-la-transition-energetique-en-danger-146027.html Six matières premières essentielles mettent la transition énergétique en danger] '', 04 juillet 2018</ref>. Tesla a réussi à produire des batteries (LFP) pour la ''Model 3'' n'utilisant pas de cobalt<ref name="www.automobile-propre.com" /> là où les autres constructeurs n'arrivent pas encore à descendre sous 8 %. Par ailleurs, dans le futur, de nouveaux gisements sous-marins pourraient être découverts et exploités<ref name="www.usinenouvelle.com">Usine nouvelle (2018)[https://www.usinenouvelle.com/article/les-mines-du-futur-seront-sous-l-ocean.N322730 ''Les mines du futur seront sous l’océan Mines''] | article publié le 02/04/2018</ref>.

Après une envolée en 2017 pour atteindre au printemps 2018 des sommets inconnus depuis dix ans, dépassant {{unité|90000|$/tonne}}, du fait des craintes de pénurie due au boom attendu des ventes de voitures électriques, les cours du cobalt ont plongé à {{unité|33000|$/tonne}} début février 2019.
Les producteurs miniers ont en effet massivement investi pour répondre à cette demande, multipliant les projets en République démocratique du Congo<ref>[https://www.lesechos.fr/finance-marches/marches-financiers/0600647785797-cobalt-la-fin-de-leuphorie-sur-le-metal-electrique-2242626.php Cobalt : la fin de l'euphorie sur le métal « électrique »], [[Les Échos]], 6 février 2019.</ref> ; l'engouement pour ce minerai et la situation politique instable de la [[République démocratique du Congo]] a entraîné la création de nombreuses [[Mine (gisement)|mines]] artisanales où travailleraient, fin [[2018]], de 110 000 à 150 000 [[Clandestin|clandestins]], dont des [[enfant]]s<ref>{{Lien web|langue=fr|nom1=Hamel|prénom1=Ian|titre=Le cobalt de nos téléphones portables est-il extrait par des enfants en Afrique ?|url=https://www.lepoint.fr/afrique/le-cobalt-de-nos-telephones-portables-est-il-extrait-par-des-enfants-en-afrique-04-10-2018-2260392_3826.php|site=Le Point|date=2018-10-04|consulté le=2019-06-20}}</ref> qui extraient, souvent à la main, environ 20 % du cobalt alors exporté hors de la RDC, surtout vers la Chine, pour y produire des batteries pour au moins 26 entreprises ne respectant pas les normes internationales de [[devoir de diligence]] en matière de [[droits humains]] ([[Huayou Cobalt]] notamment), ce qu'a dénoncé un rapport d'[[Amnesty International]] et d'[[African Resources Watch]] (''Afrewatch'') en 2016 <ref>Rapport : ''Voilà pourquoi on meurt : les atteintes aux droits humains en République démocratique du Congo alimentent le commerce mondial du cobalt''</ref>. Un nouveau rapport, ''Le temps est venu de recharger des batteries « propres » !'', (2017) insiste sur tous ces points et fait le bilan de l'inertie générale<ref>[https://www.amnesty.org/download/Documents/AFR6273952017FRENCH.PDF ''Le temps est venu de recharger des batteries « propres » !''] : rapport d'[[Amnesty International]] du 15 novembre 2017.</ref>.

==== Marché du cobalt en 2022 ====
En octobre 2022, la société australienne Jervois Global inaugure une nouvelle mine de cobalt aux États-Unis, dans l'[[Idaho]], dont la production devrait s'élever à {{unité|2000 tonnes}} par an. Les États-Unis n'ont pas produit de cobalt depuis 1994. Le gouvernement américain accorde une ristourne pouvant aller jusqu'à {{unité|7500 dollars}} sur les véhicules dont au moins 40 % des métaux de la batterie sont produits ou recyclés aux États-Unis ou dans un pays ayant un accord de libre-échange avec Washington<ref>[https://www.lesechos.fr/finance-marches/marches-financiers/les-etats-unis-relancent-lextraction-de-cobalt-apres-une-pause-de-30-ans-1867806 Les États-Unis relancent l'extraction de cobalt après une pause de 30 ans], [[Les Échos]], 11 octobre 2022.</ref>.

Après avoir connu à nouveau un bref pic à {{unité|81000 $/t}} au début de 2022, les cours du cobalt ont reculé de 58 % à {{unité|35750 $/t}} au début mars 2023. Le décrochage des prix s'explique d'abord par une chute de la demande en Chine de la part des constructeurs automobiles, du fait du recul la part de marché des batteries au cobalt au bénéfice des [[Accumulateur lithium-fer-phosphate|batteries lithium-fer-phosphate]] (LFP), moins chères, plus durables, moins risquées en terme d'incendie.

En 2023, les onze modèles de voitures électriques les plus vendues dans le monde utilisaient des batteries LFP sans cobalt, à l'exception des seules voitures utilisant encore des batteries NMC au cobalt ([[Volkswagen ID.4]] et [[Volkswagen ID.3|ID.3]]), qui se classaient en {{8e}} position et {{9e}} position<ref>{{article|langue=en |https://cleantechnica.com/2024/02/05/world-ev-sales-report-tesla-model-y-is-the-best-selling-model-in-the-world/|périodique= cleantechnica.com |titre= World EV Sales Report |date= 2024-02-07 |consulté le= 2024-02-22}}.</ref>. La capacité de production des batteries LFP a officiellement dépassé début 2021 celle des batteries ''ternaires'' (parmi lesquelles on trouve les batteries contenant du cobalt)<ref>{{article|langue=en | doi = 10.1016/0025-5408(80)90135-X | titre = Thermodynamic investigations of ternary lithium-transition metal-oxygen cathode materials|journal=Materials Research Bulletin| volume=15|numéro=5| page=561|année=1980|nom1= Godshall|prénom1=N.A.|nom2= Raistrick|prénom2=I.D.|nom3=Huggins|prénom3=R.A.}}.</ref>{{,}}<ref>{{en}} Godshall, Ned A. (17 octobre 1979), ''Electrochemical and Thermodynamic Investigation of Ternary Lithium -Transition Metal-Oxide Cathode Materials for Lithium Batteries: Li<sub>2</sub>MnO<sub>4</sub> [[spinel]], LiCoO<sub>2</sub>, and LiFeO<sub>2</sub>'', Presentation at 156th Meeting of the Electrochemical Society, Los Angeles, CA.</ref>{{,}}<ref>Godshall, Ned A. (18 mai 1980), ''Electrochemical and Thermodynamic Investigation of Ternary Lithium-Transition Metal-Oxygen Cathode Materials for Lithium Batteries'', Ph.D. Dissertation, Stanford University.</ref>, avec 52 % de la capacité installée et un taux de croissance beaucoup plus rapide que celui des batteries ''ternaires''<ref>{{article|langue=en |url= https://m.energytrend.com/news/20220520-28100.html|périodique= energytrend.com |titre= EV Lithium Iron Phosphate Battery Battles Back |date= 2022-05-25 |consulté le= 2020-11-18}}.</ref>{{,}}<ref>{{article|langue=en |url= https://poworks.com/lfp-battery-surpassed-ternary-in-ev-installation-in-july|périodique= poworks.com |titre= LFP Battery Surpassed Ternary in EV Installation in July 2021|date= 2021-08-12 |consulté le= 2023-06-22}}.</ref>. Les analystes estiment que la part de marché mondial des batteries LFP dépassera 60 % en 2024.

Enfin, la production minière de cobalt devrait progresser de 33 % en 2023, selon [[Rystad Energy]]<ref>[https://www.lesechos.fr/finance-marches/marches-financiers/apres-une-flambee-spectaculaire-les-cours-du-lithium-et-du-cobalt-saffaissent-1911500 Après une flambée spectaculaire, les cours du lithium et du cobalt s'affaissent], ''[[Les Échos]]'', 2 mars 2023.</ref>.

=== Recyclage ===
Le cobalt étant une ressource stratégique et non renouvelable, face à l'envolée des cours et malgré les difficultés techniques pour passer à des méthodes industrielles, recycler le cobalt devient un enjeu stratégique<ref>[http://www.rfi.fr/emission/20180216-face-envolee-cours-cobalt-le-recyclage-fait-son-chemin Face à l'envolée des cours du cobalt, le recyclage fait son chemin, Claire Fages], vendredi 16 février 2018 (Chronique des Matières Premières)</ref>{{,}}<ref>[http://www.lefigaro.fr/societes/2017/10/24/20005-20171024ARTFIG00009-un-nouveau-procede-pour-recycler-les-cartes-electroniques.php Un nouveau procédé pour recycler les cartes électroniques, Mathilde Gaudechoux, 25/10/2017]</ref>.<br>
Le rapport de l'[[Programme des Nations Unies pour l'environnement|UNEP]] de 2011<ref>[[Recycling Rates of Metals report]], UNEP, 2011, Appendix D:
Review of Non-Ferrous Metal Recycling Statistics, p.31</ref> fait état pour le cobalt des données suivantes<ref>[https://ecoinfo.cnrs.fr/2014/09/03/3-le-recyclage-des-metaux/ L’efficacité du recyclage d’un métal peut être mesurée aux 3 niveaux, fournis dans les tableaux du rapport de l'UNEP 2011] :
* EOL-RR (''end of life recycling rate'') : le taux de métal fonctionnel recyclé (g) par rapport à la quantité de métal introduit dans le flux de recyclage ;
* RC (''recycled content'') : la proportion de métal recyclé entrant dans la production de métal ;
* OSR (''old scrap ratio'') : la proportion de vieux déchets métalliques dans le flux de déchets métalliques introduits dans le processus de recyclage.</ref> :
* taux de métal fonctionnel recyclé (EOL-RR, pour ''end of life recycling rate'') : 68 % ;
* proportion de métal recyclé entrant dans la production de métal (RC, pour ''recycled content'') : 32 % ;
* proportion de vieux déchets métalliques dans le flux de déchets métalliques introduits dans le processus de recyclage (OSR, pour ''old scrap ratio'') : 50 %.

=== Transformation / produits chimiques à base de cobalt ===
En matières de raffinage, transformation et commercialisation de Chimie fine spécialités chimiques (produits chimiques, poudres, pigments à base de cobalt), depuis [[1912]], le leader mondial est "''Cobalt & Specialty Materials''" (CSM), filiale d'[[Umicore]] (devenu [[Nyrstar]]). Ce groupe contrôle toute la chaîne d'approvisionnement et de production pour le cobalt, via des unités réparties sur plusieurs continents<ref>[http://csm.umicore.com/aboutCSM/locations/ carte des unités d'Umicore ; Cobalt & Specialty Materials (CSM)]</ref>. Les composés de cobalt, sous forme organique et inorganique produit et [[mis sur le marché]] par CSM, sont notamment utilisés comme pigment pour le verre, la céramique, les peintures, les encres, etc. et - avec le nickel - dans les batteries et piles rechargeables, ou comme catalyseurs ainsi que pour divers usages dans le domaine de l'électronique ou des alliages et du [[traitement de surface]].

En Europe, la principale usine (''Umicore - Cobalt & Specialty Materials'' au sein de ''Umicore Specialty Materials Bruges'' (USMB)), active depuis 1907 est celle de [[Bruges]] en [[Belgique]] ; elle produit des composés inorganiques et organiques du cobalt, rachetée par Umicore en 2007.

Des particules, [[nanopoudre]]s et [[nanoparticule]]s stables<ref>HT Yang, CM Shen, YG Wang, YK Su, TZ Yang et HJ Gao (2003), ''[http://nano.iphy.ac.cn/n04/subgroup/cvd-chem%20lab%20publication/Nano-Co%20NPs.pdf Stable cobalt nanoparticles passivated with oleic acid and triphenylphosphine]'', 2003-11-10</ref> de cobalt (nanoparticules [[superparamagnétique]]s) ou à base de cobalt (ex : particules magnétiques de cobalt-nickel<ref>Diane Ung (2005), thèse de doctorat intitulée ''[http://tel.archives-ouvertes.fr/docs/00/20/23/93/PDF/UngDianeThese.pdf Nanoparticules métalliques anisotropes synthétisées par voie chimique : fils, plaquettes et particules hybrides de cobalt-nickel, propriétés structurales et magnétiques ; fils d'argent auto-organisés]'', soutenue à l'université Paris-Diderot - Paris-VII (04/11/2005), sous la direction de Fernand Fiévet ([http://tel.archives-ouvertes.fr/tel-00202393/ résumé])</ref>) sont produits depuis quelques années, et par exemple intégrées à de nouveaux [[catalyseur]]s au [[Palladium (chimie)|palladium]]<ref>Carine Diebold (2012), thèse de doctorat ''[http://tel.archives-ouvertes.fr/docs/00/80/73/63/PDF/2012MULH4172_these_DIEBOLD.pdf Développement de nouveaux catalyseurs au palladium supporté sur polymères ou nanoparticules de cobalt : application à la formation de liaisons carbone-carbone]'' soutenue à l'université de Haute-Alsace - Mulhouse (12/10/2012), Claude Le Drian (dir.) ([http://tel.archives-ouvertes.fr/tel-00807363/ résumé])</ref>

== Notes et références ==
=== Notes ===
{{Références| groupe="alpha"}}

=== Références ===
{{Références | références=
<ref name="www.automobile-propre.com">{{ lien web | langue=fr 
 | titre=Les premières Tesla Model 3 « made in China » débarquent en France
 | url=https://www.automobile-propre.com/breves/les-premieres-tesla-model-3-made-in-china-debarquent-en-france/
 | site=Automobile Propre 
 | consulté le=2021-12-09}}.</ref>.
}}

== Bibliographie ==
* Joseph R. Davis, ''Nickel, cobalt and their alloys'', ASM International / Handbook Committee, 2000, 442 pages. {{ISBN|9780871706850}}
* Alain Foucault, Jean-François Raoult, Fabrizio Cecca, Bernard Platevoet, ''Dictionnaire de Géologie'' - {{8e|édition}}, Français/Anglais, édition Dunod, 2014, 416 pages. Avec la simple entrée "nickel" {{p.|237}}.
* Jean Meunier, "Cobalt et nickel", douzième cahier du tome 3, "Métaux" in Edmond Frémy (dir.), ''Encyclopédie Chimique'', Dunod, Paris, 1889.
* {{Ouvrage |prénom1=Paul |nom1=Pascal |titre=Nouveau traité de chimie minérale |éditeur=Masson |lieu=Paris |année=1956 |réimpression=1966 |format livre=32 vol. }}{{Citation bloc|18. Complexes du fer, du cobalt et du nickel ; 20.1. Alliages métalliques ; 20.2. Alliages métalliques (suite) ; 20.3 Alliages métalliques (suite)}}{{Commentaire biblio|{{BNF|37229023x}}}}
* Roger Rumbu, ''Métallurgie Extractive du Cobalt'', quatrième édition, 2RA édition, 2016, 240 pages, {{ISBN|9781312095557}}
* Susan Watt, "Cobalt", série ''The Elements Group 9'', Marshall Cavendish Benchmark, New York, 2007, 32 pages. {{ISBN|9780761422006}}

== Voir aussi ==
{{Autres projets| commons=Category:Cobalt| wiktionary=cobalt}}

=== Articles connexes ===
{{colonnes|nombre=3|taille=20|
* [[Acide cobinique]]
* [[Bleu]]
* [[Bleu de cobalt]]
* [[Cæruleum]]
* [[Cermet]]
* [[Cobalt natif]]
* [[Cobaltocène]]
* [[Élément-trace métallique]] (ETM)
* [[Intoxication au cobalt (maladie professionnelle)]]
* [[Isotopes du cobalt]]
* [[Jaune de cobalt]]
* [[Métal]]
* [[Métaux lourds]]
* [[Métaux de transition]]
* [[Papier de dichlorure de cobalt]]
* [[Salcomine]]
* [[Toxicologie]]
* [[Turquoise (couleur)]]
* [[Vert de cobalt]]
}}

=== Liens externes ===
{{Liens}}

==== En français ====
* [https://www.planetoscope.com/matieres-premieres/173-production-de-cobalt-dans-le-monde.html Fiche synthétique sur le site planetoscope]
* [https://fr.statista.com/statistiques/565284/cobalt-production-miniere-par-pays-principaux-2010/ Production minière par pays]
* [http://perso.orange.fr/smart2000/cobalt.htm#cobalt-toxicologie Page sur toxicologie du cobalt] (relativement à son usage dans les céramiques notamment).
* {{fr}} [http://www.futura-sciences.com/sciences/definitions/chimie-cobalt-14793/ Présentation sur Futura-Sciences]
* {{fr}} [http://www.societechimiquedefrance.fr/cobalt.html Le cobalt par la SCF]
* {{pdf}} [http://www.mineralinfo.fr/sites/default/files/upload/documents/Fiches_criticite/fichecriticitecobalt-180102.pdf Fiche de criticité du cobalt (11/01/2018) sur Mineralinfo], le portail français des matières premières minérales primaires et secondaires non énergétiques, co-édité par plusieurs ministères et publié par le Ministère de l'économie, de l'industrie et du numérique chargé des mines et des matières premières minérales.
* {{pdf}} [http://www.inrs.fr/publications/bdd/fichetox/fiche.html?refINRS=FICHETOX_128 Fiche n°128 - Cobalt et composés minéraux, INRS, 2015], incluant les classifications et étiquetages du cobalt et de ses composés minéraux, harmonisés selon les réglementations en vigueur.

==== En anglais ====
* {{en}} [http://www.rsc.org/periodic-table/element/27/cobalt Co par la Royal Society of Chemistry]
* {{en}} [http://periodic.lanl.gov/27.shtml Cobalt par le laboratoire nationale US de Los Alamos]
* {{en}} [http://www.chemguide.co.uk/inorganic/transition/cobalt.html Petite initiation à la chimie aqueuse du cobalt et à ses complexes en solution]
* ARC, monographie Volume 86 (2006) [http://monographs.iarc.fr/ENG/Monographs/vol86/index.php Cobalt in Hard Metals and Cobalt Sulfate, Gallium Arsenide, Indium Phosphide and Vanadium Pentoxide]
* {{lien web|langue=en|url=http://www.periodictable.com/Elements/027/data.html|titre=Technical data for Cobalt|consulté le=12 août 2016}}, avec en sous-pages les données connues pour chaque isotope
* {{en}} [https://www.youtube.com/watch?v=MRELKbMFF_E Principaux tests de reconnaissance et d'identification de l'ion cobalt],[[:en:Amrita Vishwa Vidyapeetham|Université indienne d'Amrita]].
* {{en}} Mise en évidence du [[principe de Le Chatelier]] avec des complexes colorés de cobalt, en particulier l'[https://www.youtube.com/watch?v=T8JbnX3wInk équilibre réversible entre l'ion hexaaquacobalteux rose et de l'ion tétrachlorocobalteux bleu, d'abord en milieu solvant aqueux, puis en milieu solvant alcool 95] (Illustration des équilibres chimiques dans le cycle secondaire américain US)

{{Tableau périodique (navigation)}}
{{Familles d'éléments chimiques (navigation)}}

{{portail|chimie|matériaux}}

[[Catégorie:Cobalt|*]]
[[Catégorie:Oligo-élément]]