Le lutécium est synthétisé dans les étoiles principalement par le processus s (capture lente de neutrons) qui se produit dans les étoiles AGB (géantes asymptotiques) de faible à moyenne masse. En tant que dernier lanthanide stable et élément le plus lourd de la série, il représente le point final de la chaîne de production des terres rares par capture neutronique. Le lutécium présente une contribution très faible du processus r (capture rapide de neutrons), estimée à moins de 5-10% de son abondance solaire, ce qui en fait, avec l'ytterbium, l'un des traceurs les plus purs du processus s.
L'abondance cosmique du lutécium est d'environ 3,5×10⁻¹³ fois celle de l'hydrogène en nombre d'atomes, ce qui en fait l'une des terres rares les moins abondantes, comparable au thulium et environ 2,3 fois moins abondant que l'ytterbium. Son extrême rareté s'explique par plusieurs facteurs : son numéro atomique impair (71) selon la règle d'Oddo-Harkins, sa position à la fin de la chaîne de capture neutronique où les sections efficaces de capture deviennent plus faibles, et le fait qu'il soit le plus lourd des lanthanides stables (le prométhium suivant est radioactif).
Le lutécium est un traceur important du processus s, particulièrement pour étudier les dernières étapes de la nucléosynthèse par capture neutronique. Le rapport lutécium/europium (Lu/Eu) dans les étoiles est extrêmement sensible à la contribution du processus s, car l'europium est dominé par le processus r. Un rapport Lu/Eu élevé est une signature caractéristique des étoiles enrichies en éléments du processus s. De plus, certaines raies spectrales du lutécium sont sensibles à la température, permettant d'utiliser cet élément comme "thermomètre" pour déterminer les températures des atmosphères stellaires dans certaines étoiles particulières.
La détection du lutécium dans les atmosphères stellaires est difficile en raison de sa rareté, mais elle a été réalisée dans plusieurs étoiles grâce aux spectrographes modernes à haute résolution. Les raies de l'ion Lu II sont les plus utilisées. En géochimie, le lutécium, avec son isotope radioactif Lu-176 (demi-vie de 37,8 milliards d'années), est utilisé pour la datation des roches (système Lu-Hf). Ce système de datation est particulièrement utile pour l'étude de la formation précoce de la croûte terrestre et de l'évolution du manteau, car le lutécium et l'hafnium ont des comportements géochimiques distincts lors des processus magmatiques.
Le lutécium tire son nom de Lutetia, le nom latin de la ville de Paris. Ce nom a été choisi par le chimiste français Georges Urbain qui découvrit l'élément, pour honorer sa ville natale. C'est l'un des rares éléments nommés d'après Paris, avec le francium (découvert également à Paris). L'utilisation du nom latin Lutetia rappelle les origines historiques de la ville, fondée par les Parisii, un peuple gaulois.
Le lutécium fut découvert presque simultanément et indépendamment par trois chercheurs en 1907. Le chimiste français Georges Urbain (1872-1938) réussit à séparer l'ytterbia de Marignac en deux oxydes : le néo-ytterbium (qui conserva finalement le nom ytterbium) et le lutécium. Presque en même temps, le chimiste autrichien Carl Auer von Welsbach (1858-1929), inventeur de la manthe à incandescence, sépara les mêmes oxydes et les nomma aldebaranium et cassiopeium. De son côté, le chimiste américain Charles James (1880-1928) travaillant à l'Université du New Hampshire, réussit également la séparation. Après une controverse, c'est le nom "lutécium" proposé par Urbain qui fut finalement adopté internationalement, bien que l'orthographe "lutetium" soit utilisée dans certains pays anglophones.
La séparation du lutécium de l'ytterbium fut l'un des défis analytiques les plus difficiles de la chimie des terres rares, en raison de la grande similitude de leurs propriétés chimiques. Les trois découvreurs utilisèrent des méthodes de cristallisation fractionnée extrêmement laborieuses, nécessitant des milliers de répétitions. Urbain utilisa principalement la cristallisation fractionnée des nitrates, tandis que von Welsbach utilisa celle des bromates. Ce n'est qu'avec le développement des techniques d'échange ionique dans les années 1950 que le lutécium de haute pureté devint relativement accessible.
Le lutécium est présent dans la croûte terrestre à une concentration moyenne d'environ 0,5 ppm (parties par million), ce qui en fait l'une des terres rares les plus rares, comparable au thulium et au prométhium (mais ce dernier est pratiquement absent car radioactif). Il est environ 6 fois moins abondant que l'ytterbium. Les principaux minerais contenant du lutécium sont la monazite ((Ce,La,Nd,Lu,Th)PO₄) et la bastnaésite ((Ce,La,Nd,Lu)CO₃F), où il représente typiquement 0,003 à 0,01% de la teneur totale en terres rares, et la xénotime (YPO₄) où il peut être légèrement plus concentré. On le trouve également dans l'euxénite et la gadolinite.
La production mondiale d'oxyde de lutécium (Lu₂O₃) est d'environ 10 à 20 tonnes par an, ce qui en fait l'une des terres rares les moins produites. En raison de son extrême rareté et de ses applications spécialisées à très haute valeur ajoutée, le lutécium est l'une des terres rares les plus chères, avec des prix typiques de 5 000 à 15 000 dollars par kilogramme d'oxyde (voire plus pour les qualités de pureté élevée). La Chine domine largement la production, mais même là, le lutécium est produit en quantités minuscules.
Le lutécium métallique est produit principalement par réduction métallothermique du fluorure de lutécium (LuF₃) avec du calcium métallique en atmosphère inerte d'argon. La production annuelle mondiale de lutécium métallique est de quelques centaines de kilogrammes seulement. Le recyclage du lutécium est quasiment inexistant en raison des quantités infimes utilisées et de la difficulté extrême à le récupérer des produits finis complexes.
Le lutécium (symbole Lu, numéro atomique 71) est le quinzième et dernier élément de la série des lanthanides, clôturant les terres rares du bloc f de la classification périodique. Son atome possède 71 protons, généralement 104 neutrons (pour l'isotope stable le plus abondant \(\,^{175}\mathrm{Lu}\)) et 71 électrons avec la configuration électronique [Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s². Cette configuration présente une sous-couche 4f complètement remplie (14 électrons) et un électron dans la sous-couche 5d, ce qui distingue le lutécium des autres lanthanides et le rapproche chimiquement des éléments du groupe 3 (scandium, yttrium).
Le lutécium est un métal argenté, brillant, relativement dur et dense. Parmi les lanthanides, c'est l'un des plus durs et des plus denses (9,84 g/cm³). Il présente une structure cristalline hexagonale compacte (HC) à température ambiante, contrairement à l'ytterbium qui a une structure cubique faces centrées. Le lutécium est paramagnétique à température ambiante en raison de l'électron non apparié dans la sous-couche 5d. Il présente les points de fusion et d'ébullition les plus élevés de tous les lanthanides.
Le lutécium fond à 1663 °C (1936 K) et bout à 3402 °C (3675 K). Ces points de fusion et d'ébullition exceptionnellement élevés en font le lanthanide le plus réfractaire. Le lutécium présente une transformation allotropique à 1675 °C où sa structure cristalline passe de hexagonale compacte (HC) à cubique centrée (CC). Sa conductivité électrique est médiocre, environ 20 fois inférieure à celle du cuivre. Le lutécium est un bon conducteur de chaleur pour un lanthanide.
Le lutécium est relativement stable à l'air sec à température ambiante, mais s'oxyde lentement pour former un oxyde Lu₂O₃. Il s'oxyde plus rapidement lorsqu'il est chauffé et brûle pour former l'oxyde : 4Lu + 3O₂ → 2Lu₂O₃. Le lutécium réagit lentement avec l'eau froide et plus rapidement avec l'eau chaude pour former de l'hydroxyde de lutécium(III) Lu(OH)₃ et dégager de l'hydrogène. Il se dissout facilement dans les acides minéraux dilués. Le métal doit être conservé sous huile minérale ou en atmosphère inerte.
Le point de fusion du lutécium : 1936 K (1663 °C) - le plus élevé des lanthanides.
Le point d'ébullition du lutécium : 3675 K (3402 °C) - le plus élevé des lanthanides.
Densité : 9,84 g/cm³ - l'un des lanthanides les plus denses.
Structure cristalline à température ambiante : Hexagonale compacte (HC).
Dureté : Relativement dur parmi les lanthanides.
| Isotope / Notation | Protons (Z) | Neutrons (N) | Masse atomique (u) | Abondance naturelle | Demi-vie / Stabilité | Désintégration / Remarques |
|---|---|---|---|---|---|---|
| Lutécium-175 — \(\,^{175}\mathrm{Lu}\,\) | 71 | 104 | 174,940771 u | ≈ 97,41 % | Stable | Isotope stable majoritaire du lutécium naturel. |
| Lutécium-176 — \(\,^{176}\mathrm{Lu}\,\) | 71 | 105 | 175,942686 u | ≈ 2,59 % | 3,78×10¹⁰ ans | Radioactif bêta moins (β⁻) avec demi-vie extrêmement longue. Utilisé en géochronologie (système Lu-Hf). |
| Lutécium-177 — \(\,^{177}\mathrm{Lu}\,\) | 71 | 106 | 176,943758 u | Synthétique | ≈ 6,65 jours | Radioactif (β⁻). Isotope médical majeur utilisé en radiothérapie ciblée (théranostique). |
| Lutécium-177m — \(\,^{177m}\mathrm{Lu}\,\) | 71 | 106 | 176,943758 u | Synthétique | ≈ 160,4 jours | Isomère nucléaire métastable de Lu-177. Émetteur gamma utilisé en recherche et calibration. |
N.B. :
Couches électroniques : Comment les électrons sont organisés autour du noyau.
Le lutécium possède 71 électrons répartis sur six couches électroniques. Sa configuration électronique [Xe] 4f¹⁴ 5d¹ 6s² présente une sous-couche 4f complètement remplie (14 électrons) et un électron dans la sous-couche 5d. Cette configuration peut également s'écrire : K(2) L(8) M(18) N(18) O(32) P(3), ou de manière complète : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ 3d¹⁰ 4s² 4p⁶ 4d¹⁰ 4f¹⁴ 5s² 5p⁶ 5d¹ 6s².
Couche K (n=1) : contient 2 électrons dans la sous-couche 1s. Cette couche interne est complète et très stable.
Couche L (n=2) : contient 8 électrons répartis en 2s² 2p⁶. Cette couche est complète, formant une configuration de gaz noble (néon).
Couche M (n=3) : contient 18 électrons répartis en 3s² 3p⁶ 3d¹⁰. Cette couche complète contribue à l'écran électronique.
Couche N (n=4) : contient 18 électrons répartis en 4s² 4p⁶ 4d¹⁰. Cette couche forme une structure stable.
Couche O (n=5) : contient 32 électrons répartis en 5s² 5p⁶ 4f¹⁴ 5d¹. La sous-couche 4f complètement remplie et la présence d'un électron 5d caractérisent la chimie du lutécium.
Couche P (n=6) : contient 3 électrons dans les sous-couches 6s² et 5d¹ (bien que 5d appartienne à la couche n=5, elle est énergétiquement proche de 6s).
Le lutécium possède effectivement 17 électrons de valence : quatorze électrons 4f¹⁴, deux électrons 6s² et un électron 5d¹. Cependant, le lutécium présente presque exclusivement l'état d'oxydation +3 dans ses composés stables. Dans cet état, le lutécium perd ses deux électrons 6s et son électron 5d pour former l'ion Lu³⁺ avec la configuration électronique [Xe] 4f¹⁴. Cet ion possède une sous-couche 4f complètement remplie et est diamagnétique, ce qui est unique parmi les ions lanthanides trivalents (tous les autres sont paramagnétiques).
Contrairement à certains lanthanides comme l'europium ou l'ytterbium, le lutécium ne forme pas d'état d'oxydation +2 stable dans les conditions normales. Quelques composés de lutécium(II) ont été synthétisés en conditions extrêmes mais sont très instables. L'état +3 est donc le seul significatif chimiquement. Cette stabilité exclusive de l'état +3, combinée au petit rayon ionique de Lu³⁺ (100,1 pm pour une coordinance 8, le plus petit de tous les lanthanides), confère au lutécium une chimie distincte qui le rapproche davantage de l'yttrium et du scandium que des autres lanthanides.
La chimie du lutécium est donc dominée par l'état +3. L'ion Lu³⁺ forme des complexes généralement incolores en solution aqueuse (la transition 4f → 4f est interdite et très faible). Ses sels sont diamagnétiques. Le petit rayon ionique de Lu³⁺ lui confère une forte densité de charge, ce qui se traduit par une chimie de coordination avec une préférence pour les ligands à atomes donneurs d'oxygène et une tendance à former des complexes avec des nombres de coordination plus élevés.
Le lutécium métallique est relativement stable à l'air sec à température ambiante, formant une fine couche d'oxyde protectrice de Lu₂O₃. À température élevée (au-dessus de 200 °C), il s'oxyde rapidement et brûle pour former l'oxyde : 4Lu + 3O₂ → 2Lu₂O₃. L'oxyde de lutécium(III) est un solide blanc avec une structure cubique de type C-rare earth (C-type sesquioxide). En poudre fine, le lutécium est pyrophorique et peut s'enflammer spontanément à l'air.
Le lutécium réagit lentement avec l'eau froide et plus rapidement avec l'eau chaude pour former de l'hydroxyde de lutécium(III) Lu(OH)₃ et dégager de l'hydrogène gazeux : 2Lu + 6H₂O → 2Lu(OH)₃ + 3H₂↑. L'hydroxyde précipite sous forme d'un solide blanc gélatineux peu soluble. Comme pour les autres lanthanides, la réaction n'est pas violente mais est observable sur le long terme.
Le lutécium réagit avec tous les halogènes pour former des trihalogénures correspondants : 2Lu + 3F₂ → 2LuF₃ (fluorure blanc) ; 2Lu + 3Cl₂ → 2LuCl₃ (chlorure blanc). Le lutécium se dissout facilement dans les acides minéraux dilués (acide chlorhydrique, sulfurique, nitrique) avec dégagement d'hydrogène et formation des sels correspondants de Lu³⁺ : 2Lu + 6HCl → 2LuCl₃ + 3H₂↑.
Le lutécium réagit avec l'hydrogène à température modérée (300-400 °C) pour former l'hydrure LuH₂, puis LuH₃ à plus haute température. Avec le soufre, il forme le sulfure Lu₂S₃. Il réagit avec l'azote à haute température (>1000 °C) pour former le nitrure LuN, et avec le carbone pour former le carbure LuC₂. Le lutécium forme également de nombreux complexes de coordination avec des ligands organiques, bien que cette chimie soit moins développée que pour certains autres lanthanides en raison de son coût élevé.
La propriété la plus remarquable du lutécium est la petite taille et la haute stabilité de son ion Lu³⁺. Avec un rayon ionique de seulement 100,1 pm (pour une coordinance 8), Lu³⁺ est le plus petit ion trivalent de toutes les terres rares. Cette petite taille, combinée à sa charge élevée, donne à Lu³⁺ une densité de charge exceptionnellement élevée. Cela se traduit par une forte polarisation des ligands, une affinité élevée pour les ligands durs (à atomes donneurs d'oxygène), et une tendance à former des complexes avec des nombres de coordination élevés. Ces propriétés sont exploitées en catalyse et dans les matériaux avancés.
La théranostique est une approche médicale qui combine la thérapie et le diagnostic en utilisant le même agent ou des agents similaires. Le lutécium-177 (¹⁷⁷Lu) est un isotope radioactif idéal pour cette approche. Il émet des particules bêta (β⁻) de moyenne énergie (max 497 keV, moyenne 133 keV) qui sont thérapeutiques, et des rayons gamma de faible énergie (113 keV et 208 keV) qui permettent l'imagerie (scintigraphie). Ainsi, la même molécule marquée au Lu-177 peut à la fois traiter la tumeur (thérapie) et visualiser sa localisation (diagnostic).
L'application la plus établie du Lu-177 est le traitement des tumeurs neuroendocrines (TNE), en particulier les tumeurs gastro-entéro-pancréatiques. Le traitement utilise généralement un analogue de la somatostatine (comme le DOTATATE ou le DOTATOC) conjugué à un chélate (DOTA) qui fixe fermement le Lu-177. Cette molécule cible les récepteurs de la somatostatine qui sont surexprimés à la surface des cellules tumorales neuroendocrines. Une fois injecté, le composé se lie aux cellules tumorales, délivrant une dose élevée de radiation localement tout en épargnant les tissus sains.
Le Lu-177 est également utilisé pour traiter le cancer de la prostate métastatique résistant à la castration (mCRPC). Dans ce cas, il est couplé au PSMA (antigène spécifique de la membrane prostatique), une protéine surexprimée à la surface des cellules cancéreuses de la prostate. Le ¹⁷⁷Lu-PSMA-617 a montré des résultats prometteurs dans le traitement des patients en échec thérapeutique, améliorant la survie et la qualité de vie.
Le Lu-177 est étudié pour le traitement d'autres cancers, notamment les cancers du poumon à petites cellules, les glioblastomes, les cancers de l'ovaire, et les lymphomes. De nouvelles cibles moléculaires et vecteurs sont en développement pour élargir les indications.
Le Lu-177 est produit principalement par irradiation neutronique de l'ytterbium-176 (¹⁷⁶Yb(n,γ)¹⁷⁷Yb → ¹⁷⁷Lu) dans des réacteurs nucléaires, ou par séparation à partir de l'ytterbium-176 cible après irradiation. Une méthode alternative utilise l'irradiation directe du lutécium-176 (¹⁷⁶Lu(n,γ)¹⁷⁷Lu), mais elle produit du Lu-177 avec des impuretés radioactives. La demande croissante en Lu-177 a créé des tensions sur l'approvisionnement et stimulé le développement de nouvelles capacités de production.
Le lutécium est utilisé comme promoteur dans les catalyseurs de craquage catalytique en lit fluidisé (FCC), qui transforment les fractions lourdes du pétrole en produits plus légers et plus valorisables (essence, diesel, produits pétrochimiques). Les zéolithes de type Y, composant principal des catalyseurs FCC, sont souvent modifiées par des terres rares pour améliorer leur stabilité thermique et hydrothermique, et leur activité catalytique. Le lutécium, en raison de son petit rayon ionique et de sa charge élevée, est particulièrement efficace pour stabiliser la structure de la zéolithe et moduler son acidité.
Les ions Lu³⁺ se substituent aux ions sodium dans les sites échangeables de la zéolithe. Leur petite taille et leur charge élevée créent des champs électrostatiques forts qui polarisent les molécules d'hydrocarbures, favorisant les réactions de craquage. De plus, le lutécium augmente la résistance de la zéolithe à la désactivation par la vapeur d'eau à haute température, ce qui est crucial dans les conditions sévères des unités FCC. Même à des concentrations très faibles (typiquement moins de 0,1% en poids dans le catalyseur), le lutécium peut significativement améliorer les performances.
L'amélioration de l'activité et de la sélectivité du catalyseur FCC par le lutécium permet d'augmenter le rendement en essence, de réduire la production de sous-produits indésirables, et de prolonger la durée de vie du catalyseur. Cela se traduit par des gains économiques substantiels pour les raffineries. Bien que le lutécium soit très cher, les quantités requises sont si faibles que son utilisation peut être économiquement justifiée dans les raffineries de grande capacité.
Les scintillateurs sont des matériaux qui émettent de la lumière lorsqu'ils sont frappés par des rayonnements ionisants. Le lutécium entre dans la composition de plusieurs scintillateurs de haute performance :
Les cristaux de LuAG (grenat d'aluminium et de lutécium) dopés avec des ions actifs comme le cérium (Ce³⁺) ou le praséodyme (Pr³⁺) sont utilisés comme milieux amplificateurs pour des lasers à haute performance. Ces lasers sont étudiés pour des applications en usinage de précision, médecine et recherche.
L'oxyde de lutécium (Lu₂O₃) est incorporé dans certains verres optiques spéciaux pour augmenter leur indice de réfraction et leur dispersion. Ces verres sont utilisés dans les objectifs d'appareils photo haut de gamme, les microscopes et autres instruments optiques de précision où la réduction des aberrations chromatiques est critique.
Le système isotopique lutécium-176/hafnium-176 (¹⁷⁶Lu → ¹⁷⁶Hf, demi-vie 37,8 milliards d'années) est utilisé pour dater des événements géologiques anciens, en particulier la différenciation précoce de la croûte terrestre et du manteau. Comme le lutécium et l'hafnium ont des comportements géochimiques différents (le lutécium est plus compatible que l'hafnium dans les minéraux du manteau), leur rapport évolue différemment dans la croûte et le manteau, permettant de retracer l'histoire de la formation de la croûte continentale.
Le lutécium et ses composés présentent une toxicité chimique faible, comparable aux autres lanthanides. Aucune toxicité aiguë sévère ni effet cancérigène n'ont été démontrés. Comme pour les autres terres rares, la toxicité principale serait liée à l'interférence avec le métabolisme du calcium en cas d'exposition à fortes doses. Le lutécium n'a pas de rôle biologique connu.
En cas d'exposition, le lutécium se comporte comme les autres lanthanides : il s'accumule principalement dans le foie et les os, avec une élimination très lente. L'exposition de la population générale est extrêmement faible, pratiquement nulle, en raison de la rareté extrême de l'élément et de ses applications très spécialisées.
Pour l'isotope Lu-177 utilisé en médecine nucléaire, des précautions de radioprotection strictes sont nécessaires lors de la production, de la préparation des radiopharmaceutiques, de l'administration aux patients, et de la gestion des déchets. Le personnel médical doit suivre les protocoles de radioprotection pour les émetteurs bêta/gamma. Les patients traités au Lu-177 émettent des rayonnements et nécessitent parfois des précautions particulières (limitation des contacts avec les proches, gestion des excrétions) pendant quelques jours après l'injection.
Les impacts environnementaux liés spécifiquement au lutécium sont négligeables en raison des quantités infimes produites. Le recyclage du lutécium est pratiquement inexistant. Les déchets médicaux contenant du Lu-177 sont traités comme des déchets radioactifs et stockés jusqu'à décroissance complète (la demi-vie de 6,65 jours signifie qu'après environ 10 demi-vies, soit 67 jours, l'activité est réduite à moins de 0,1% de l'activité initiale). Le développement de méthodes de recyclage du lutécium à partir des déchets médicaux ou industriels est peu probable en raison des coûts prohibitifs.
L'exposition professionnelle est limitée aux très rares travailleurs impliqués dans la production des composés de lutécium, la fabrication des radiopharmaceutiques au Lu-177, et l'utilisation médicale de ces produits. Les précautions standard pour les poussières métalliques (pour le lutécium stable) et la radioprotection (pour le Lu-177) s'appliquent. Le nombre de personnes exposées est extrêmement faible.
L’atome sous toutes ses formes : de l’intuition antique à la mécanique quantique 
