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Influence de la granulométrie sur la cinétique de lixiviation du minerai oxydé de Kibolwe


par Daniel UMBA KINDA
Université de Lubumbashi - Bachelier (licence) 2022
  

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II-6-1. Généralités

Comme mentionnée précédemment la lixiviation un processus simple d'extraction par dissolution basé sur le fait que chaque minerais a un coefficient de dissolution différents et peut donc se retrouver séparer de sa la gangue par la circulation d'un solvant, et les réactions chimiques mises en oeuvre sont du type acido-basique et redox.

La thermodynamique chimique est une branche de la chimie physique qui prévoit sous certaines conditions bien définies :

? 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 que peut atteindre le système réactionnel (Jacques ILUNGA, 2017)..

II-6-2. Diagrammes de POURBAIX

Aussi appelés sous le nom du diagramme potentiel-pH (ou E-pH), furent initialement développés par Marcel Pourbaix en 1938. Ils indiquent sur un plan E-pH les domaines d'existence ou de prédominance des différentes formes (ions, complexe, précipité, métal) d'un élément. Ils sont essentiellement basés sur l'équation de Nernst. Ils peuvent faire apparaitre le domaine de stabilité de l'eau (Wikipédia).

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II-6-2-1. Structure des diagrammes de POURBAIX

Le diagramme E-pH d'un élément métallique fait en général apparaitre trois domaines :

? la zone d'immunité : zone de stabilité thermodynamique du métal ;

? la zone de corrosion : zone où il y a attaque du métal avec formation d'ions (libres ou complexe)

? la zone de passivation : zone où la surface du métal en solution est recourt par une couche d'oxydes ou d'hydroxydes.

II-6-2-2. Diagramme de POURBAIX de l'eau

L'hydrogène dans la molécule d'eau intervient comme réducteur dans le couple H+aq/H2 de la demi-réaction suivante :

2H2O + 2è H2(g)? + 2OH- (II.4)

Ou

2H+ + 2è H2(g)? (II.5)

L'oxygène intervient comme oxydant dans le couple O2/H2O, de demi-réaction ci-

après :

2H2O ? O2(g) + 4H+ + 4è (II.6)

Les deux demi-réactions peuvent être effectuées dans une cuve électrolytique connectée à une source d'énergie à courant continue qui entretien une différence de potentiel suffisante entre deux électrodes. Si le potentiel électrique de l'anode est suffisamment positif, l'anode fournira les électrons nécessaires selon la réaction d'oxydation (II.6). Si par contre le potentiel électrique de la cathode est suffisamment négatif, la cathode sera le siège de la réaction de réduction (II.4 ou II.5). On aura d'un côté (la cathode) un dégagement d'hydrogène et de l'autre (Anode) un dégagement d'oxygène.

Les potentiels correspondant à ces deux demi-réactions, lorsque nous tenons compte de ce que l'eau est très peu dissociée et lorsque nous admettons que l'activité de l'eau est égale à l'unité et que la température est de 298K, peuvent s'écrire respectivement :

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E1=E° (H+aq/H2) + 0,06/2.log [H+]2 (II.7)

E1=E° (H+aq/H2) +0,06.log[H+] (II.8)

Or nous savons que pH = -log [H+], on aura donc

E1=E°(H+aq/H2) -0,06.pH (II.9)

Et

E2=E°(O2/H2O) +0,06.log[H+]4 (II.10)

E2= E°(O2/H2O) - 0,06pH (II.11)

Par convention, le potentiel de référence E°(H+aq/H2) du couple H+/H2 est nul à toute température et le potentiel standard E°(O2/H2O) du couple O2/H2O vaut 1.23 à pH nul ; les relations (II.9) et (II.11) deviennent après calcul :

E1= -0,06.???? (II.12)

E2= 1.3 - 0,06. pH (II.13)

Sur la Figure II.3 ci-dessous sont représentés les graphes des potentiels E1 et E2 qui sont des fonctions linéaires avec le pH comme variable indépendant.

Les droites obtenues divisent le diagramme en plusieurs domaines dits d'existence des espèces réactionnelles (Jacques ILUNGA, 2017).

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Figure II- 3: Zone de stabilité thermodynamique de l'eau vis-à-vis des oxydants et des réducteurs.

La Droite (b) correspond à la demi-équation (II-5) sépare le plan (E-pH) en deux régions. Au-dessus, l'eau est thermodynamiquement stable vis-à-vis des réducteurs, au-dessous, elle est instable vis-à-vis d'eux ; de l'hydrogène se forme.

La droite (b) correspond à la demi-équation d'oxydation (II.6) sépare également le plan (E-pH) en deux régions ; au-dessous, l'eau est thermodynamiquement stable vis-à-vis des oxydants. Au-dessus, elle est instable vis-à-vis d'eux : de l'oxygène se forme.

Lors de l'étude du comportement d'un élément métallique vis-à-vis de l'eau, les choses ont tendance à se compliquer davantage du fait que le dit élément peut s'oxyder en ions, mais aussi précipiter sous forme d'hydroxyde en milieu suffisamment basique selon l'équation :

Me + 2OH- Me(OH) + 2è (II.14)

En exploitant tous ces comportements, on peut construire le diagramme de POURBAIX de tout système réactionnel pour lequel on connaitrait les différentes espèces participantes et leurs potentiels standards (Jacques ILUNGA, 2017).

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"Les esprits médiocres condamnent d'ordinaire tout ce qui passe leur portée"   François de la Rochefoucauld