Incidence du débit d'arrosage sur la consommation d'acide totale. Cas des rejets hms Kambove.

II.3. LES PARAMETRES INFLUENTS SUR LA LIXIVIATION EN TAS

Le but d'une lixiviation est la solubilisation très poussée de l'élément métal utile. Pour y parvenir, plusieurs paramètres entrent en ligne de compte. Ces paramètres sont classés suivant les avantages qu'ils donnent du point de vue thermodynamique et cinétique.

II.3.1. PARAMETRES THERMODYNAMIQUE II.3.1.1. Généralités

L'étude de l'aspect thermodynamique de lixiviation s'avère importante car elle nous renseigne sur la stabilité ou l'instabilité d'un composé chimique ; la possibilité ou l'impossibilité d'une réaction chimique de se dérouler; le sens dans lequel se déroule la réaction ainsi que le point d'équilibre pour un système réactionnel donné (Pourbaix, 1963).

Les conditions de mise en solution des espèces métalliques (ion, oxyde, hydroxyde, métal, sulfure) sont étudiées en fonction du pH et du potentiel d'oxydoréduction de la solution grâce à un diagramme appelé « diagramme de Pourbaix », spécifique pour chaque métal.

II.3.1.2. Diagrammes de Pourbaix

Nous allons faire une approche thermodynamique à l'aide des diagrammes de Pourbaix qui permettent de représenter dans un plan tension-pH les domaines de prédominance des différentes espèces d'un élément ; Cela pour faire une prévision qualitative des réactions d'oxydoréduction dans différents domaines de pH (Dulière, 2005).

Pour ce travail, nous allons nous intéresser aux diagrammes de Pourbaix des systèmes Cu- H2O, Co-H2O et Fe- H2O à 25°C.

II.3.1.2.1. Diagramme d'équilibre tension - pH du système Cu - H2O

Le diagramme donné à la figure 4 nous montre que les ions Cu²⁺ sont stables en milieu acide et oxydant. L'oxyde ainsi que les hydroxydes cuivrique peuvent être solubilisés en milieux acide suivant les réactions de dissolutions chimiques [II.5] et [II.6]. :

Page | 14

- CuO + 2H⁺ = Cu²⁺ + H2O [II.5]

Avec log [Cu²⁺]= 7,89 - 2 pH [II.6]

- Cu(OH)2 + 2H⁺ = Cu²⁺ + 2H2O [II.7]

Avec log [Cu²⁺]= 7,89 - 2 pH [II.8]

On doit travailler à pH< 4,6 pour avoir les ions Cu²⁺ afin d'éviter la précipitation de ces derniers.

- Cu2O + 2H⁺? 2Cu²⁺ + H2O + 2e [II.9]

Avec E = 0,203 + 0,0591pH - log [Cu²⁺] [II.10]
Cette réaction n'est possible qu'en présence d'un oxydant, sinon on a la réaction :

- Cu2O+ 2H⁺? Cu²⁺ + Cu + H2O [II.11]

Figure 4: Diagramme d'équilibre tension - pH du système Cu - H2O à 25°C
(Source : M Pourbaix, 1963)

Page | 15

2.1.1.1.1. Diagramme d'équilibre tension - pH du système Co - H2O

Après observation et examen de la figure 5 qui suit, le constat est que l'ion Coⁱ⁺ne peut être présent que dans des conditions très oxydantes et très acides. On procède donc à la réduction du

+

Co en Co^l+partant du Co2⁰3 ; pour se faire, il faut travailler en milieu acide avec usage d'un réducteur. La réaction est la suivante:

- Co203 + 6H⁺ + 2e +

-* Co⁺ H [II.12]

Avec E₀ = 1,746 - 0,1773 pH - 0,0591 1og[ Co³⁺] [II.13]

D'après la théorie, le _Co2O3 ne peut être stable à toute température et, d'après Pourbaix, il peut être obtenu à l'état pur à partir de l'hydroxyde de cobalt trivalent Co(OH) ₃ qui lui est stable à basse température. Bien que les propriétés thermodynamiques de l'oxyde de cobalt trivalent hydraté soient peut différentes de celles de Co2O3, leurs comportements hydrométallurgique sont interprétées de la même manière sur le diagramme.

Le CoO2 (oxyde de cobalt tétravalent) mentionné dans le diagramme est instable dans la nature ; il se transforme en oxyde trivalent.

On peut également obtenir l'ion cobalteux à partir de la réaction [II.14]

- Co0 + 2H⁺-* Co' + H [II.14]

Page | 16

Figure 5: Diagramme d'équilibre tension - pH du système Co - H2O à 25°C
(Source : M Pourbaix, 1963)

2.1.1.1.2. Diagramme d'équilibre tension - pH du système Fe - H2O

Nous exploitons ce diagramme dans notre travail par ce que le minéraux cuprifères sont toujours accompagnés du fer comme impureté principale.

On constate sur la figure 6 que le fer sous forme d'hématite est stable dans un domaine oxydant et moins acide. La présence d'un réducteur en milieu acide favorise la formation de l'ion ferreux suivant la réaction [II.16]:

- Fe2⁰3 + 6H⁺ + 2e - -* 2Fe²⁺ + 3H20 [II.15]

- Avec: E₀ = 0,728 - 0,1773 pH - 0,0591 1og [Fe³⁺] [II.16]

Le fer sous forme de _Fe3O4 est stable à des pH moins acide et à des potentiels plus oxydants que ceux de Fe²⁺ la réaction étant :

- _Fe3O4 + 8H⁺ + 2e^- ? 3Fe²⁺ + 4H2O [II.17]

Il est à noter que la thermodynamique permet de prédire si la lixiviation d'un métal donné est possible dans une solution appropriée mais ne permet pas de dire à quelle vitesse elle a lieu.

Page | 17

- Avec : E° = 0,980 - 0,2364 pH - 0,0886 log (Fe²⁺) [II.18]

On peut aussi, par dissolution de , obtenir l'ion ferreux par la réaction :

- --* [II.19]

Figure 6 : Diagramme d'équilibre tension - pH du système Fe - H2O à 25°C
(Source : M Pourbaix, 1963)

Il est donc à noter qu'il est conseillé de travailler dans les conditions telles que les oxydes ne passent pas en solution. Au cas où le fer passait en solution sous forme d'ions ferreux, il faut l'oxydé en ions ferriques et porter le pH de la solution entre 2 et 3 pour précipiter l'hydroxyde Fe(OH)3.

Mais cette précipitation de cet hydroxyde Fe(OH)3_, pour ce qui concerne la lixiviation en tas, elle peut être à la base du blocage de la percolation de la solution.