La lixiviation acide cuivre cobalt est optimisée dans le cadre de l’extraction du minerai oxydé cupro-cobaltifère de la mine de Kamfundwa, en appliquant la méthodologie de Taguchi. L’étude se concentre sur l’amélioration de la solubilisation du cuivre et du cobalt tout en réduisant la dissolution du fer et la consommation d’acide.
I.2. Lixiviation acide des minerais oxydés de cuivre
Les minerais de cuivre se présentent dans la nature sous forme de gisement sulfurés, oxydés ou en association avec d’autres sulfures métalliques, constituant ainsi les gisements de sulfures complexes.
La dissolution de espèces oxydés est possible par mise en contact avec une quantité suffisante de solution acide, par exemple en utilisant de l’acide (Alvayai, 2006):
- Sulfurique
Ténorite: CuO + H2SO4 →CuSO4+ H2O (8)
Malachite: + 2 →2 Cu+ + 3 (9)
O(10)
(11)
(12)
I.3. Lixiviation acide des minerais oxydés de cobalt
La métallurgie du cobalt à partir de minerais sulfurés ou oxydés est généralement associée à celle du cuivre et du nickel. La faible récupération du cobalt lors de la flottation des minerais oxydés a poussé à des développements tels que la lixiviation des tout-venants par agitation ou préférentiellement en tas. Ces techniques nécessitent une disponibilité abondante en acide et bon marché (Roger RUMBU, 2012).
Le cobalt bivalent Co (II) se lixivie aisément tandis qu’en présence du Co (III) on recourt à des réducteurs tels que :
- Le cuivre pulvérulent Cu0 ;
- Le dioxyde de soufre SO2 ;
- Le métabisulfite de sodium Na2S2O5 ;
- Des ions ferreux Fe2+ pour améliorer le rendement de lixiviation.
I.3.1. Lixiviation en présence du SO2
Le dioxyde de soufre SO2 peut être produit par l’attaque de l’acide sulfurique sur le métabisulfite de sodium selon la réaction :
Na2S2O5 + H2SO4 → Na2SO4 + 2SO2 +H2O (13)
La lixiviation d’un concentré cuprocobaltifère en présence du réducteur SO2 montre une mise en solution sélective pour le cobalt laissant dans le résidu plus de cuivre et de fer. L’hétérogénite qui est une espèce minérale dans laquelle le cobalt est à la valence III est aisément lixivié en présence de SO2 qui agit aussi indirectement par le fer (Zeka,2016).
(g) + O (aq) → (aq) (14)
2+ SO2 + 2O → + 2 (aq) (15)
+ 2+ O → (aq) + 2 (aq) + 2 (aq)(16)
I.3.2. Lixiviation par le H2SO4
Ici les réactions de réduction sont :
+ + 2Fe + → 2CoSO4 + + 2O (17)
2 + 2 → 4Co + 4O + (18)
+ → + (19)
CoO.Co2O3(s) + H2SO3(l) → CoSO4(l) + Co2O3.H2O(s) (20)
Co2O3.H2O(s) + H2SO3(l) → CoO(s) + CoSO4(l) + 2H2O(l) (21)
CoO (s) + H2SO4(l) → CoSO4(l) + H2O(l) (22)
I.4. Thermodynamique de réactions de lixiviation.
L’étude de l’aspect thermodynamique de lixiviation nous renseigne sur la possibilité de telle ou telle réaction de se produire à une température donnée. En outre elle permet de déterminer les conditions de la spontanéité des processus et dire dans quelle conditions les équilibres sont stables ou instable ; 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.
Dans le cadre de notre travail, nous allons envisager les cas des diagrammes tension-pH des systèmes Cu-, Co- et Fe- à 25°C.
I.4.1. Diagramme tension-pH du système Cu-
[img_1]
Source : 3_img_1
Figure 1: Diagramme de Pourbaix du système cuivre-eau à 25°C
L’examen de ce diagramme montre que le est stable en milieu acide et oxydant, les réactions en solution de cuivre sous forme oxydée et les formules d’équilibre sont :
(23)
Avec
Par contre la réaction
Avec E= 0,0591
Et (24)
E=0,203+0,059pH + 0,0591
Cette réaction n’est possible qu’en présence d’un oxydant sinon on aura la réaction suivante :
(25)
D’une façon générale, il faudrait des conditions acides et oxydantes pour avoir des ions. Si les conditions sont suffisantes, on se trouve dans le domaine de stabilité des ions cuivreux. Dans les conditions extrêmes de lixiviation (épuisement d’acide), on risque de précipiter le cuivre sous forme d’hydroxyde cuivrique, ce qui entrainerait des pertes de cuivre sous cette forme en solution suivant la réaction :
2(26)
Avec = 9,21-2Ph
I.4.2. Diagramme tension-pH du système Co-
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Source : 3_img_2
Figure 2: Diagramme de Pourbaix du système cobalt-eau à 25°C
L’examen de ce diagramme montre que l’ion cobaltique () n’existe que dans des domaine très oxydants et très acides. Pour obtenir l’ion partant du, il faut travailler en milieu acide (jusqu’à un pH=6) avec usage d’un réducteur.
La réaction suivante :
(27)
Avec
Pour placer l’équilibre dans le sens de la production des ions cobalteux, des conditions acides et réductrices sont nécessaires pour solubiliser le cobalt, s’il se trouve sous forme de cobalt cobaltique dans le minerai. En fait, le cobalt sous forme de peut être réduit par le cuivre métallique me, le, etc., selon les réactions suivantes :
(28)
(29)
(30)
Nous remarquons que le n’apparait pas sur le diagramme de Pourbaix du cobalt (Co-; d’après la littérature, il semble que l’oxyde ne peut pas être obtenue à partir de l’hydrate, la déshydrations de celui-ci s’accompagne presque d’un dégagement d’oxygène (Wimand, R, 1975).
En milieu aqueux, il est donc logique de se référer à la forme stable, forme qu’on a adopté pour tracer le digramme d’autant plus que la valeur de l’enthalpie libre de formation de n’est pas connue.
I.4.3. Diagramme tension-pH du système Fe-
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Source : 3_img_3
Figure 3: Diagramme de Pourbaix du sytème fer-eau à 25°C
Si les ions ferreux proviennent de, nous constatons thermodynamiquement qu’à des pH acides considérés et à une concentration suffisante en fer ferreux, la réduction est possible. Si les ions ferreux proviennent à la fois de et de, il faut thermodynamiquement, à un pH fixé et à une concentration bien réglée de, la réduction du cobalt cobaltique est possible. Quand aux ions ferriques qu’on peut obtenir par oxydation des ions ferreux en milieu sulfurique, ils peuvent précipiter sous forme d’hydroxyde ferrique aux environs d’un pH= 2 ou ˃ à 2 si leur concentration le permet.
La réaction et la formule d’équilibre sont :
(31)
Avec = 4,84 – 3 pH
Ajoutons que dans le cas de déferrage, s’il y ‘a présence d’ions phosphate en teneur suffisante dans de conditions de lixiviation, ceux-ci pourront permettre d’obtenir le phosphate ferrique et le phosphate double de fer et d’aluminium sont des précipités (Dulière, 2005).