dégradation de colorants d’effluents d’industries textiles

Institut International d’Ingénierie Rue de la Science - 01 BP 594 - Ouagadougou 01 - BURKINA FASO Tél. : (+226) 25. 49. 28. 00 - Fax : (+226) 25. 49. 28. 01 - Mail : [email protected] - www.2ie-edu.org

DEGRADATION DE COLORANTS D’EFFLUENTS D’INDUSTRIES TEXTILES

PAR PROCEDE FENTON EN UTILISANT LA LATERITE : CAS DU COLORANT

SYNTHETIQUE BLEU DE METHYLENE

MEMOIRE POUR L’OBTENTION DU

MASTER II EN INGENIERIE DE L’EAU ET DE L’ENVIRONNEMENT

OPTION : EAU ET ASSAINISSEMENT

------------------------------------------------------------------

Présenté et soutenu publiquement le 15 juillet 2015 par :

Mwingnè Laure Carolle DA

Travaux dirigés par :

Dr. Hela KAROUI, Enseignante chercheur 2iE

Laboratoire Eau Dépollution Ecosystème Santé

Dr. Yohan RICHARDSON, Enseignant Chercheur 2iE

Laboratoire Biomasse Energie Biocarburants

Jury d’évaluation du stage:

Président : Harinaivo Anderson ANDRIANISA

Membres et correcteurs: Boukary SAWADOGO

Hela KAROUI

Promotion [2014/2015]

Institut International d’Ingénierie Rue de la Science - 01 BP 594 - Ouagadougou 01 - BURKINA FASO Tél. : (+226) 25. 49. 28. 00 - Fax : (+226) 25. 49. 28. 01 - Mail : [email protected] - www.2ie-edu.org

Dégradation de colorants d’effluents d’industries textiles par procédé Fenton en utilisant de la

latérite : cas du colorant synthétique bleu de méthylène

M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page i

CITATION

« Que la force me soit donnée de supporter ce qui ne peut être changé et le courage de

changer ce qui peut l’être, mais aussi la sagesse de distinguer l’un de l’autre. »

Marc-Aurel



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page ii

DEDICACES

Je dédie le présent travail à :

Au Seigneur pour la vie qu’Il m’a donné et les grâces dont Il me comble chaque jour.

Mes parents Songahir Christophe DA et Mouon Ludwine SOME, pour les sacrifices

qu’ils ont consenti, pour leur affection et leur soutien indéfectible sans lesquels je ne

serais pas où j’en suis aujourd’hui. Merci pour ces trajets de Ouagadougou à

Kamboinsé, pour ces encouragements et pour tout ce soutien. Merci de m’avoir

permise d’intégrer une école d’ingénieurs et d’être restés toujours patients et aimants.

Ce travail est le témoignage de ma reconnaissance et de toute mon affection. Que le

Seigneur vous gratifie et vous comble de grâces infinies.

Mon frère et ma sœur: l’ingénieur de niveau 5 « étoiles » est maintenant à maturité.

Merci infiniment pour votre patience, votre amour et votre soutien. Il y a eu des

moments de doutes et de découragements, mais vous étiez toujours là à me

réconforter et à m’encourager. Que ce travail vous rende fiers et que le Seigneur vous

bénisse.

In memoriam, à toi Mammy! tu m’as apprise que l’on pouvait sourire même dans la

douleur et le chagrin ; que la douleur physique ne pouvait rien face à la joie de l’âme.

Que de là-haut tu sois en joie en ce jour où ta petite fille prend un tournant décisif

dans sa vie!

A la famille SAWADOGO sans qui je n’aurai pas obtenu la bourse pour mes études à

2iE. Merci pour votre confiance et votre aide. Que le Seigneur vous bénisse.

A mes oncles et mes tantes, merci pour le soutien et toute l’attention que vous me

portez. Que le Seigneur enrichisse vos vies de sa Grâce.

A mes professeurs, tous autant que vous êtes, vous m’avez marquée à jamais, de par

la qualité de vos connaissances et la passion avec laquelle vous nous transmettez le

savoir. Que le Seigneur vous fortifie dans ce noble métier qu’est l’enseignement.

A tous ceux pour qui la problématique de l’eau se pose de plus en plus avec acuité :

Recevez l’assurance que notre lutte sera acharnée afin de trouver des solutions idoines

pour un accès à l’eau juste et équitable dans l’optique de préserver notre cher

environnement.



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page iii

REMERCIEMENTS

Mes sincères remerciements vont à l’endroit :

Du Pr Hama YACOUBA, directeur de la recherche de 2iE et du Dr Yacouba

KONATE, responsable du laboratoire Eau Dépollution Ecosystème et Santé, pour

m’avoir ouvert les portes du laboratoire de 2iE et pour leur disponibilité.

De l’équipe du Laboratoire centrale de l’ONEA. Nous remercions particulièrement M.

KERE, M. Olivier YAMEOGO, M. Esaïe BOMBIRI, M. Arnaud KORBEOGHO qui

n’ont ménagé aucun effort pour nous accueillir et nous offrir gracieusement leur

service. Ce travail n’aurait pas vu le jour sans vous. Merci de nous donner un bel

exemple de simplicité, de gratuité et de don de soi.

Dr Hela KAROUI et du Dr Yohan RICHARDSON pour m’avoir acceptée

chaleureusement dans leur équipe de chercheurs chevronnés et dynamiques. Merci de

n’avoir ménagé aucun effort pour que ce travail soit rigoureux. Merci pour avoir suivi

ce travail avec grand intérêt, mais également pour votre disponibilité et pour votre

confiance. Soyez assurés de ma profonde gratitude.

De toute l’équipe dirigeante du Laboratoire Eau Dépollution Ecosystème et Santé

(LEDES) de 2iE. Je tiens également à remercier toute l’équipe du laboratoire pour

leur disponibilité, leur conseil et leur confiance. Un merci particulier à M. Boukary

SAWADOGO, à M. Seyram SOSSOU, à M. Sohamaï HEMA, à M. Noël

TINDOURE et à M. Moustapha OUEDRAOGO. Votre joie de vivre et votre

expérience en matière de traitement des eaux m’édifient. Recevez mes profonds

remerciements.

De mes camarades « de lutte », mes amis devenus des frères et des sœurs. Vous

m’avez montré que l’université est également une famille. Merci pour tous ces beaux

moments passés ensemble, pour ces larmes de joie et parfois de tristesse, pour ces

nuits blanches si chers aux ingénieur(e)s. Merci pour tout le soutien que vous me

témoignez encore. J’ai été à l’école de la vie avec vous ! Soyez assurés de ma

sympathie. Que la grâce divine surabonde dans vos vies et que le monde professionnel

soit aussi agréable sinon mieux que l’ont été les années d’étude à 2iE.



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page iv

RESUME

Les industries textiles produisent des quantités énormes d’effluents toxiques, très chargés et

difficilement biodégradables. Le traitement de cette pollution par les procédés conventionnels

biologiques ou physiques se révèle souvent inefficace et coûteux, déplaçant simplement la

pollution. D’où le recours aux procédés d’oxydation avancée (POA) plus efficaces. Le

procédé Fenton est un POA particulièrement attractif pour la minéralisation de polluants

organiques, mais nécessite de grandes quantités de produits chimiques impactant sur les coûts

de traitement. L’objet de ce travail est d’étudier la dégradation du colorant bleu de méthylène

(BM) par procédé Fenton en phases homogène et hétérogène. La latérite locale de Dano a été

utilisée comme source de catalyseur en substitution du fer industriel pour réduire les coûts de

traitement. Il a été déterminé l’efficacité du procédé Fenton utilisant la latérite en prenant

pour base les concentrations optimales des réactifs du procédé Fenton classique. Le procédé a

montré de meilleur résultat à pH=3 et pour un ratio R=[𝐻2𝑂2]

[𝐹𝑒2+] de 15. Les concentrations

optimales étaient de 98 mg.L-1 pour le H2O2, avec une concentration de BM de 40 mg.L-1.

6,53 mg.L-1 de Fe2+ ont été utilisés pour le procédé Fenton classique et 3 g de latérite pour le

procédé non classique. L’extraction du fer a été réalisée soit par attaque triacide et/ou par lit

de latérite. Le traitement par lit de latérite attaqué à l’acide était le plus efficace avec un

rendement de décoloration de 98,47% et un taux de minéralisation de 77,82% en 2 h de

traitement. La cinétique des réactions était de pseudo-second ordre pour tous les traitements.

L’utilisation de la latérite est une technique prometteuse qui pourrait être très avantageuse

principalement pour les pays en développement.

Mots clés : Bleu de méthylène, dégradation, procédé Fenton, latérite.



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page v

ABSTRACT

Textile industries produce huge amounts of toxic effluents, very loaded and not easily

biodegradable. The treatment of this pollution by conventional biological or physical

processes is often inefficient and expensive, just moving the pollution. Hence the use of

advanced oxidation processes (AOPs) which are more effective. The Fenton process is a POA

particularly interesting for the mineralization of organic pollutants, but requires large

quantities of chemicals, impacting on the cost of treatment. The purpose of this work is to

study the degradation of methylene blue (MB) dye Fenton process in homogeneous and

heterogeneous phases. We used to reduce processing costs, local laterite from Dano as a

source of catalyst, in substitution of industrial iron. The effectiveness of using the Fenton

process laterite based on the optimum concentrations of reagents from Fenton conventional

method has been determined. The method showed better results at pH 3 and ratio R =

([𝐻2𝑂2]

[𝐹𝑒2 +]= 15. The optimal concentrations were 98 mg L-1 for the H2O2, with a concentration of

MB of 40 mg L-1. 6.53 mg L-1 of Fe2 + were used for Fenton conventional method and 3 g for

laterite unconventional method. The iron extraction was performed either by attack tri-acid

and / or by bed laterite. The laterite bed processing attacked with acid was the most effective

with a 98.47% yield discoloration and a mineralization rate of 77.82% in 2 h of treatment.

The reaction kinetics were pseudo-second order for all treatments. The use of laterite is a

promising technique that could be very advantageous mainly for developing countries.

Keywords: Methylene blue, degradation, Fenton process, laterite



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page 1

TABLES DES MATIERES

CITATION ..................................................................................................................................................... i

DEDICACES .................................................................................................................................................ii

REMERCIEMENTS .................................................................................................................................. iii

RESUME ...................................................................................................................................................... iv

ABSTRACT ................................................................................................................................................... v

TABLES DES MATIERES .......................................................................................................................... 1

LISTE DES FIGURES ................................................................................................................................. 3

LISTE DES TABLEAUX ............................................................................................................................. 4

LISTE DES ABREVIATIONS .................................................................................................................... 5

INTRODUCTION ........................................................................................................................................ 6

CHAPITRE I : REVUE DE LA LITTERATURE .................................................................................... 9

1. Généralités sur les colorants ................................................................................................................ 9

2. Classification des colorants d’industries textiles .............................................................................. 10

2.1. Classification tinctoriale ............................................................................................................. 10

2.2. Classification chimique .............................................................................................................. 11

3. Impacts des colorants sur la santé et l’environnement .................................................................... 11

4. Colorant bleu de méthylène (BM) ..................................................................................................... 12

5. Procédés de traitement des effluents d’industries textiles ............................................................... 14

5.1. Les Procédés d’oxydation avancée (POA) ................................................................................ 14

5.2. Le procédé Fenton ...................................................................................................................... 15

6. Généralités sur la latérite ................................................................................................................... 17

CHAPITRE II : MATERIELS ET METHODES .................................................................................... 18

1. Principe de l’analyse élémentaire EDS ............................................................................................. 18

2. Principe de l’analyse par Diffraction Rayon X ................................................................................ 18

3. Principe de la spectrophotométrie d’absorption moléculaire UV/Visible ..................................... 19

4. Principe de la spectrophotométrie d’absorption atomique ............................................................. 20

5. Principe de détermination du COT (spectrométrie infrarouge)..................................................... 20

6. Spectrophotométrie UV/Visible des solutions de BM ...................................................................... 20

6.1. Préparation de la solution de bleu de méthylène ..................................................................... 20

6.2. Caractérisation spectrophotométrique UV/Visible de la solution de BM .............................. 20

7. Préparation de la solution de fer ....................................................................................................... 22

7.1. Avec sel de sulfate ferreux FeSO4 .............................................................................................. 22

7.2. Avec sel de sulfate ferrique Fe2 (SO4)3 ...................................................................................... 22

8. Préparation du mélange colorant-réactif de Fenton industriel pour le traitement ...................... 23




9. Préparation du mélange colorant-solution de fer issu de la latérite ............................................... 23

10. Méthode de détermination du Carbone Organique Total au cours du traitement ....................... 25

11. Méthode de détermination du fer total au cours du traitement ..................................................... 26

12. Etude cinétique de la décoloration et de la dégradation du bleu de méthylène ............................ 26

13. Sources des produits chimiques utilisés ............................................................................................ 27

CHAPITRE III : RESULTATS ET DISCUSSION ................................................................................. 28

1. Utilisation du fer industriel ................................................................................................................ 28

1.1. Effet du type de fer industriel .................................................................................................... 28

1.2. Effet du pH du milieu sur le traitement avec le fer industriel ................................................ 29

1.3. Effet de la concentration en BM ................................................................................................ 31

1.4. Effet de la concentration de H2O2 ............................................................................................. 32

1.4.1. En absence de fer ........................................................................................................................ 32

1.4.2. En présence de fer ....................................................................................................................... 32

1.9. Evolution de la dégradation de BM par suivi spectrométrique à λ=291 nm ......................... 35

2. Utilisation de la latérite ...................................................................................................................... 36

2.1. Influence du pH sur le traitement du BM en utilisant le fer de la latérite ............................. 36

2.2. Effet du type d’acide utilisé pour l’attaque acide sur la décoloration du BM ....................... 36

2.3. Effet de la lumière et de l’agitation sur le traitement du BM ................................................. 37

2.4. Evolution temporelle du traitement du BM par la latérite en fonction du temps de contact38

2.5. Evolution temporelle de la quantité de fer restant en solution après traitement du BM par

la latérite ...................................................................................................................................... 39

2.6. Etude cinétique du traitement de BM ....................................................................................... 41

2.6.1. Cinétique de dégradation du BM en utilisant la longueur d’onde 291 nm ............................ 41

2.6.2. Cinétique de la décoloration du BM en utilisant le recyclage de l’attaque acide et du lit de

latérite .......................................................................................................................................... 42

2.7. Autres méthodes d’extraction du fer dans la latérite .............................................................. 43

3. Etude comparative entre le traitement du BM en utilisant le fer industriel et la latérite ............ 44

CONCLUSION ........................................................................................................................................... 46

RECOMMANDATIONS ........................................................................................................................... 47

BIBLIOGRAPHIE...................................................................................................................................... 48

WEBOGRAPHIE ....................................................................................................................................... 50

ANNEXES ..................................................................................................................................................... I

ICONOGRAPHIE .................................................................................................................................... VII




LISTE DES FIGURES

Figure 1: Formule développée du bleu de méthylène ............................................................. 13

Figure 2 : Balayage spectral d’une solution de BM de concentration 20 mg.L-1 ................... 21

Figure 3: Courbes d’étalonnage du BM pour λ=291 nm et λ=661 nm ................................... 22

Figure 4: Mélange colorant-réactif de Fenton en utilisant la solution mère de fer industriel

(Fe2(SO4)3 ou FeSO4) .............................................................................................................. 23

Figure 5: Mélange colorant-réactif de Fenton en utilisant le fer de la latérite ........................ 23

Figure 6 : Mélange colorant surnageant de solution de latérite .............................................. 24

Figure 7 : Préparation d’échantillon pour suivi de l’évolution du COT au cours du traitement

du BM en utilisant LL .............................................................................................................. 25

Figure 8 : Préparation d’échantillon pour suivi de l’évolution du COT au cours du traitement

du BM en utilisant AA ............................................................................................................. 26

Figure 9 : Influence du type de fer industriel sur le traitement du BM .................................. 28

Figure 10 : Effet du pH sur le traitement du BM en utilisant le fer industriel ........................ 29

Figure 11 : Balayage spectral solution de BM de pH non ajusté (a) et pH=3 (b)................... 30

Figure 12 : Effet de la concentration de BM sur la décoloration ............................................ 31

Figure 13 : Evolution du traitement de BM en fonction de [H2O2] pour [BM]=10 mg.L-1 et

[BM]=40 mg.L-1. ...................................................................................................................... 32

Figure 14 : Décoloration du BM en fonction de la variation de [H2O2] pour [BM]=10 mg.L-1

(a) et 40 mg.L-1 (b). .................................................................................................................. 33

Figure 15 : Décoloration du BM en fonction [Fe2+] ............................................................... 34

Figure 16 : Evolution de la dégradation du BM ...................................................................... 35

Figure 17: Influence du pH sur le traitement en utilisant comme catalyseur le fer de la latérite

.................................................................................................................................................. 36

Figure 18 : Décoloration du BM pour différentes attaques acides de la latérite de Dano ...... 36

Figure 19 : Influence de l’agitation et de la lumière sur le traitement du BM........................ 37

Figure 20 : Effet du temps de contact de l’attaque acide et de l’eau milli-Q sur la latérite

avant traitement ........................................................................................................................ 38

Figure 21 : Concentration en fer contenu dans un surnageant de latérite après un temps de

contact ...................................................................................................................................... 39

Figure 22 : Evolution temporelle de la quantité de fer restant en solution après traitement par

AA (a) et LL (b) ....................................................................................................................... 40

Figure 23: Evolution de la concentration de BM au cours du traitement par lecture

spectrométrique à 291 nm et en fonction de [COT] pour LL et AA........................................ 41

Figure 24 : Evolution de la décoloration de BM par traitement utilisant le recyclage latérite

pour LL (a) et AA (b)............................................................................................................... 42

Figure 25 : Evolution de la décoloration en utilisant le LLA et le SLL ................................. 44

Figure 26 : Comparaison entre les traitements du BM par Fenton utilisant LL, AA ou fer

industriel .................................................................................................................................. 45




LISTE DES TABLEAUX

Tableau I : Volumes à prélever pour la préparation des solutions étalons ............................. 21

Tableau II: Récapitulatif des absorbances lues pour les étalons aux longueurs d’onde 661 nm

et 291 nm.................................................................................................................................. 22

Tableau III : Rendement de décoloration en fonction du type utilisé de Fer ......................... 28

Tableau IV : Rendement de dégradation du BM en fonction du pH (t=30 min) ................... 29

Tableau V : Rendement de la réaction de décoloration en fonction de [BM] ........................ 31

Tableau VI : Rendement de dégradation de BM en fonction de la variation de H2O2 pour 1h

de traitement............................................................................................................................. 33

Tableau VII : Rendement Rt de la réaction et vitesse apparente pour 2 h de traitement pour

[Fe2+] variable .......................................................................................................................... 34

Tableau VIII : Rendement Rt de dégradation du BM en fonction du temps de traitement ... 35

Tableau IX : Rendement en fonction du type d’attaque acide en 2h ..................................... 36

Tableau X : Rendement de diminution du COT au cours du traitement du BM en utilisant la

latérite ...................................................................................................................................... 41

Tableau XI : Rendement du traitement du BM en utilisant l’attaque acide (AA) ou le lit de

latérite (LL) .............................................................................................................................. 42

Tableau XII: Rendement de dégradation du BM avec latérite traitée et attaquée par l’acide.

.................................................................................................................................................. 43

Tableau XIII: Rendement de décoloration en utilisant le lit de latérite attaqué et le

surnageant de lit de latérite ...................................................................................................... 44

Tableau XIV: Récapitulatif de quelques rendements et temps de traitement de chaque

traitement ................................................................................................................................. 44




LISTE DES ABREVIATIONS

A : Absorbance de la lumière (nm)

AA : Attaque acide de latérite

AAS: Spectrophotomètre d’absorption atomique

AM : Absorption moléculaire

2-AP : 2-Aminopyridine

BM : Bleu de méthylène

C : Concentration massique ou molaire en soluté (mg.L-1 ou mMol.L-1)

C0 : Concentration initiale du bleu de méthylène (mg.L-1)

COT : Carbone Organique Total

DCO : Demande Chimique en Oxygène

EDS: Energy Disperse X-Ray Spectroscopy

ENH : Electrode Normale Hydrogène

e- : Electron

Fe2+ : Ion Fer ferreux

Fe3+ : Ion Fer ferrique

λ: Longueur d’onde en nm

k : Constante de vitesse apparente en min-1mol-1 pour ordre 2 et en min-1 pour ordre 1

LEDES : Laboratoire Eau Dépollution Ecosystème et Santé

LDHs : Layered double hydroxides

LL : Lit de latérite

LLA : Lit de latérite attaquée par l’acide

min: Minute(s)

OH●: Radical hydroxyle

POA : Procédé d’oxydation avancée

Rt : Rendement de décoloration ou de dégradation

T : Temps de traitement en min

tc : Temps de contact entre la latérite et l’acide/l’eau milli-Q

VIS : Visible

UV : Ultra-violet




INTRODUCTION

Les ressources hydriques constituent le socle de tous processus socio-économiques aussi bien

dans les pays industrialisés que dans les pays à faibles revenus. L’eau joue en effet un rôle

crucial dans toutes les activités anthropiques et cette ressource naturelle est de plus en plus

sollicitée du fait de la croissance démographique galopante et des progrès technologiques et

industriels. Malheureusement, la quantité d’eau douce présente sur terre ne représente que

2,8% de l’eau disponible sur le globe avec moins de 1% de cette eau douce accessible selon

le centre français d’information sur l’eau (CIEAU, 2013). La pression grandissante sur les

sources d’eau douce conduit de nos jours à leur contamination par des produits chimiques

divers, mettant en péril le fragile équilibre qui a permis un développement de la vie sur terre.

La sauvegarde de la ressource en eau et la protection de l’environnement sont devenues de ce

fait un enjeu économique et politique majeur, touchant tous les pays.

Pour faire face à cette problématique, la plupart des Etats ont adopté des législatives

contraignantes tendant à sanctionner les rejets de polluants dans la nature. Le secteur de

l’industrie est l’un des secteurs visés par ces mesures drastiques à cause des pollutions

diverses qu’il engendre. Les industries comme la pétrochimie, l’agro-alimentaire, le textile, la

tannerie ou la papeterie produisent d’énormes quantités d’effluents très chargés, difficilement

biodégradables et généralement bio-récalcitrants, nécessitant la mise au point de procédés

spécifiques. L’industrie du textile est d’ailleurs l’une des industries les plus consommatrices

d’eau. Les teintures textiles consomment en moyenne 10,95 milliards de litres d’eau par jour

et sont responsables de 17 à 20% de la pollution d’eau dans le monde (Boucher, 2014) avec

une production annuelle de près de 800 000 tonnes (Mansour et al., 2011). Elles génèrent

des molécules organiques récalcitrantes et toxiques, responsables d’une pollution

organoleptique et esthétique, de l’eutrophisation des cours d’eau ainsi que de leur sous-

oxygénation. Ces molécules sont aussi bio-accumulables et persistantes. Elles sont

susceptibles de causer des problèmes de santé (cancer, dermatoses…) et une fois rejetées

dans la nature contaminent les nappes souterraines, les sols, voire la végétation (Jaggi et al.,

2010; Guiza et Bagane, 2012). Le traitement des rejets industriels se révèle pourtant difficile

car les colorants organiques ne sont pas dégradables par voies conventionnelles (traitement

biologique). Pour réduire ces difficultés de traitement, plusieurs procédés physiques ont été

envisagés notamment la filtration membranaire, la précipitation /coagulation de matières

colorantes, l’adsorption sur charbon actif. Mais ces méthodes ont l’inconvénient de déplacer




simplement la pollution dans de grandes quantités de boues, d’être inefficaces pour certains

types de colorants spécifiques et d’être relativement coûteuses (Boufia, 2010). Il est alors

important d’imaginer et de mettre en œuvre des solutions simples et peu coûteuses afin de

procéder au traitement des effluents industriels très chargés. Les méthodes chimiques ont

ainsi été perçues comme solution palliative au problème de traitement des effluents

industriels. Toutefois, ces procédés utilisant les oxydants traditionnels (dichlore, ozone…) ne

permettent pas de dégrader complètement les composés organiques, leur rôle étant

principalement de désinfection. De plus, si le polluant contient des halogènes, l’oxydation

génère des sous-produits toxiques comme les trihalométhanes, perçues comme substances

cancérigènes (Boufia, 2010). Pour toutes ces raisons, les chercheurs ont concentré leurs

efforts sur des procédés d’oxydation plus puissants : les procédés d’oxydation avancée

(POA). Ces technologies ont déjà montré leur potentiel dans le traitement de polluants

organiques bio-récalcitrants. Elles reposent sur la formation de radicaux hydroxyles, espèces

très fortement oxydantes et extrêmement réactives. Ils incluent les procédés d’oxydation

chimique en phase homogène (réaction Fenton, ozonation, peroxonation…), les procédés

photochimiques (photocatalyse homogène et/ou hétérogène) et les procédés électriques ou

électrochimiques directs ou indirects.

Le procédé Fenton, procédé d’oxydation avancée est une technologie qui s’est révélée

efficace dans le traitement d’un nombre important de polluants organiques (Boufia, 2010). Il

consiste en la décomposition du peroxyde d’hydrogène (H2O2) par des sels métalliques en

vue de générer des espèces radicalaires très réactives. Il nécessite malheureusement de grande

quantité de produits chimiques comme le fer (Fe2+, Fe3+), entraînant des coûts

supplémentaires et la formation de boues contenant des sous-produits de réaction. Afin de

réduire les coûts liés notamment à l’apport en fer, il peut s’avérer intéressant de se tourner

vers des matériaux locaux riches en fer qui pourraient être utilisés en substitution du fer

industriel.

C’est ce qui a constitué l’objet de notre travail, qui avait pour objectif général d’étudier la

dégradation d’un colorant synthétique modèle, le bleu de méthylène, par procédé Fenton en

remplaçant le fer industriel par du fer extrait de la latérite locale, en vue de réduire les coûts

de traitement. Le bleu de méthylène a été choisi comme base de l’étude du fait de son

utilisation répandue dans le domaine du textile et de sa classification comme étant le plus

important colorant azoïque (Bennani et al., 2010).




Les objectifs spécifiques de notre étude étaient d’une part d’optimiser le traitement utilisant

le fer industriel et comprendre les paramètres opératoires.

D’autre part, nous avions pour objectif d’effectuer le traitement du bleu de méthylène en

utilisant la latérite, de déterminer la quantité de fer utilisé au cours du traitement et de

comparer les résultats à ceux obtenus avec le fer industriel.

Pour atteindre ces objectifs, nous avons structuré notre étude en trois chapitres :

Le premier chapitre est consacré à une étude bibliographique d’abord sur les colorants

textiles et leur impact environnemental puis sur le colorant bleu de méthylène. Il sera ensuite

présenté une synthèse bibliographique sur les méthodes de traitement des eaux usées, axée

sur les procédés d’oxydation avancée (POA) et notamment le procédé Fenton. Enfin nous

nous tournerons vers la latérite et son utilisation dans les procédés de traitement.

Le second chapitre concerne l’ensemble des méthodes expérimentales ainsi que le matériel

utilisé dans ce travail.

Le troisième chapitre précise les résultats obtenus que nous discuterons par rapport aux

études déjà réalisées dans ce domaine.




CHAPITRE I : REVUE DE LA LITTERATURE

1. Généralités sur les colorants

Les colorants peuvent se définir comme des substances qui, lorsqu’elles sont appliquées

sur un substrat, confèrent de manière plus ou moins durable une couleur à ce substrat par un

procédé qui modifie, au moins temporairement, toute structure cristalline de la substance

colorée (Jaggi et al., 2010; Amit et al., 2011). La couleur des colorants dépend de leur

capacité à absorber la lumière dans la plage visible (400-700 nm) du rayonnement

électromagnétique (Amit et al., 2011). Les colorants peuvent être des extraits de matières

minérales ou organiques, d’origines naturelles ou issues de synthèse chimique (Mansour et

al., 2011). Un colorant est donc un composé coloré ayant la capacité de teindre. Pour être

considéré comme colorant, le composé doit présenter un certain nombre de critères qui sont

entre autres la résistance à l’abrasion, la stabilité photo-lytique ainsi que la résistance à

l’oxydation (principalement des détergents) et aux attaques microbiennes.

Jusqu’au XIXe siècle, les colorants étaient d’origines naturelles, provenant la plupart du

temps d’extraits végétaux et quelquefois de sources animales. La première mention écrite

prouvant l’utilisation de colorant naturel remonte à 2600 ans avant Jésus Christ et a été

retrouvée en Chine (Amit et al., 2011). À partir du XIXe siècle, les colorants de synthèse ont

progressivement supplanté les colorants naturels. La gamme limitée de colorants naturels

ainsi que les possibilités réduites d’utilisation, ont conduit les chimistes à la synthèse de

colorants avec de nouvelles couleurs. Woulfe en 1771 élabore l’acide picrique en faisant agir

l’acide nitrique sur l’indigo et montre qu’il teint en jaune vif la soie. Mais l’industrie des

colorants synthétiques débute véritablement en 1856 avec la préparation par William Henry

Perkin de la mauvéine issu du goudron de houille (Amit et al., 2011).

Les colorants sont constitués de groupes chromophores responsables de la coloration de la

molécule et de groupes auxochromes intervenant dans la solubilité du colorant et pouvant

apporter des nuances à la couleur de base (IARC, 2010). A ces deux éléments s’ajoutent des

structures aromatiques conjuguées telles que les cycles benzéniques, pérylènes…(Mansour

et al., 2011). Le groupe chromophore grâce à sa capacité à absorber la lumière dans le visible

donne la couleur au colorant tandis-que le groupe auxochrome est chargé d’approfondir cette

couleur (Amit et al., 2011). Divers secteurs comme l’industrie pharmaceutique, l’industrie

textile, l’agroalimentaire, la cosmétique et les papeteries utilisent ces substances.




2. Classification des colorants d’industries textiles

La classification des colorants peut être faite chimiquement ou de manière tinctoriale. Mais

aucune terminologie absolue n’existe pour cette classification, ce qui est source de difficultés.

La dénomination commerciale des colorants est faite de sorte à rappeler les nuances, le

principal emploi du colorant ou le nom de son inventeur. Les chiffres et les lettres suivant

parfois le nom sont censés préciser la nuance ou certaines propriétés (résistance à la lumière

ou à divers agents).

2.1. Classification tinctoriale

La classification tinctoriale se fonde sur les auxochromes. Elle représente le classement par

domaine d’application. On distingue :

les colorants acides ou anioniques : très solubles dans l’eau, permettant la teinture

des fibres animales et de certaines fibres acryliques modifiées (nylon, polyamide) en

bain légèrement acide ;

les colorants basiques ou cationiques : reconnus pour leur brillance, présentent une

affinité directe pour la laine et la soie. Ils sont aussi utilisables pour les fibres de

coton ;

les colorants de cuve : insolubles dans l’eau, avec une bonne résistance aux agents de

dégradation (lavage, soleil), ils sont largement utilisés sur le coton, le lin, les jeans…

les colorants à mordant qui contiennent généralement un ligand fonctionnel capable

de réagir fortement avec un sel ;

les colorants directs qui contiennent ou sont capables de former des charges électro-

statiquement attirées par les charges des fibres ;

les colorants réactifs : leur appellation est liée à la présence d’une liaison covalente

forte avec les fibres. Ils sont utilisables sur le coton, la laine et les polyamides ;

les colorants développés utilisés le plus souvent sur les fibres cellulosiques ;

les colorants dispersés ou plastosolubles, très peu solubles dans l’eau. Ils sont

utilisés dans la plupart des teintures de fibres manufacturées principalement avec le

polyester.

les colorants au soufre généralement employés sur des fibres en coton pour obtenir

des teintes foncées économiques, résistantes au lavage et à la lumière.




2.2. Classification chimique

La classification des colorants selon leur structure chimique est fondée sur la nature du

groupe chromophore. Nous avons ainsi distingué :

les colorants azoïques : ils constituent la famille la plus importante (Stellman et al.,

2002) tant sur le plan des applications que sur celui de la multiplicité des structures

étudiées (60 à 70% des colorants synthétiques selon Mansour et al., 2011). Le groupe

fonctionnel azo (-N=N-) caractérise la structure des composés azoïques en unissant

deux groupes alkyles ou aryles, identiques ou non. Les colorants azoïques présentent

de nombreuses nuances allant du jaune au bleu, au vert et même au noir. Ils se

rencontrent dans diverses classes tinctoriales comme les colorants réactifs, dispersés,

les colorants à mordant, les colorants acides, basiques et directs (Mansour et al.,

2011);

les colorants anthraquinoniques qui dérivent de l’anthracène ;

les colorants indigoïdes qui sont des dérivés de l’indigo avec des coloris pouvant

aller de l’orange au bleu turquoise ;

les colorants xanthènes constitués de fluorescéine et dotés d’une intense

fluorescence. Ils sont peu utilisés en teinturerie et beaucoup plus comme marqueurs

en cas d’accidents maritimes ou comme traceurs d’écoulement des rivières

souterraines ;

les phtalocyanines dont la structure repose sur l’atome de cuivre ;

Les colorants nitrés ou nitrosés.

En plus de ces deux types de classification, les colorants peuvent être regroupés selon qu’ils

soient des extraits naturels (colorants naturels) ou synthétisés chimiquement (colorants

artificiels).

L’état du colorant peut également faire l’objet d’une classification. On parle ainsi de pigment

lorsque le colorant se trouve à l’état solide et de colorant lorsqu’il peut se dissoudre en

solution.

3. Impacts des colorants sur la santé et l’environnement

Les colorants synthétiques sont réputés pour être des composés toxiques et persistants

dans l’environnement. Des données tirées d’expérience à long terme ont montré que certaines

classes de colorants, notamment les colorants azoïques et leurs sous-produits, peuvent




s’avérer cancérigènes et mutagènes, ce qui représente un réel danger pour la santé humaine et

animale (Stellman et al., 2002). Il s’est avéré que plusieurs colorants synthétiques sont

allergènes notamment les colorants synthétiques de couleurs noir et sombres.

Les colorants sont conçus pour résister à la biodégradation afin de répondre aux

exigences des consommateurs en termes de durabilité des couleurs. Ceci implique de plus

grandes difficultés de traitement des effluents colorés, qui demeurent résistants aux procédés

classiques de traitement.

Indépendamment des caractéristiques intrinsèques des colorants, il faut noter que 10 à

50% des colorants utilisés pour la teinture ne sont pas fixés sur les fibres et se retrouvent dans

les effluents industriels (INERIS, 2010). L’anoblissement des matières textiles à travers la

teinture nécessite de grandes quantités d’eau de l’ordre de 8000 litres par kilogramme de

colorants (Ecotintes, 2007). Ces effluents colorés ont un impact sur l’esthétique du milieu et

participent à l’eutrophisation des cours d’eau, en augmentant la turbidité, en générant des

odeurs et en diminuant le taux d’oxygène disponible pour l’écosystème aquatique [12]. Ils ont

aussi un effet nocif sur la nappe phréatique (Guiza et Bagane, 2012).

De nombreux colorants sont à l’origine de maladies telles que les cancers, les

hémorragies, les ulcères ou la dermatite. Cette action néfaste des colorants a pu être

démontrée sur des animaux de laboratoire ainsi que sur l’homme comme le montre une étude

réalisée en 2010 par l’Agence Internationale pour la Recherche sur le Cancer (IARC). Cette

étude relevait que la toluidine, composé intervenant dans la production des colorants,

présente une cancérogénicité quasi-certaine à la fois pour l’homme et pour les animaux.

4. Colorant bleu de méthylène (BM)

La classification chimique et l’analyse des impacts des colorants sur l’environnement

ont montré que les colorants azoïques qui sont les plus utilisés dans le monde, ont des effets

néfastes sur l’environnement et la santé humaine (Bennani et al., 2010). Le plus important

colorant azinique rencontré est le bleu de méthylène (Bennani et al., 2010) qui est aussi le

colorant le plus utilisé pour l’anoblissement du coton, du bois et de la soie. L’étude de ce

composé revêt par conséquent une importance capitale afin d’adopter des moyens de

traitement efficaces, indispensables à la protection de l’environnement. Le colorant bleu de

méthylène aussi appelé chlorure de méthylthioninium, est un colorant cationique de formule

𝐶16𝐻18𝑁3𝑆𝐶𝑙 et de masse molaire 319.85 g.mol-1.




Sa formule développée se présente comme suit :

Figure 1: Formule développée du bleu de méthylène

Le bleu de méthylène industriel est un colorant qui peut contenir des métaux lourds (zinc). Ce

colorant peut être responsable de brûlures oculaires. L’inhalation de ce composé peut

entraîner des nausées, des vomissements, de la transpiration et des sueurs froides et

abondantes.

Diverses études se sont penchées sur la décoloration et la dégradation du bleu de méthylène

en milieu aqueux. Certains auteurs se sont intéressé à la capacité du bleu de méthylène d’être

adsorbé par certains matériaux tels que le charbon actif ou les mâchefers en phase hétérogène

tandis que d’autres se sont penchés sur la dégradation en phase homogène de ce colorant en

utilisant divers procédés.

En 2014, A. Aarfane et al. ont montré à travers une étude sur l’adsorption sur cendres

volantes et mâchefers que la cinétique d’adsorption du BM sur les deux matériaux suivait un

pseudo-ordre 2 et que le pH de la solution n’avait que peu d’influence sur la décoloration.

Nogueira et al. ont montré en 2008 que la réaction catalytique hétérogène de traitement du

BM par montmorillonite est susceptible d’être améliorée en présence de peroxyde

d’hydrogène. Ce dernier permet une oxydation des composés organiques sans qu’aucun

traitement préalable de la montmorillonite ne soit nécessaire.

Dutta et al. (2001), dans leur étude sur l’oxydation chimique du BM par procédé Fenton, ont

réduit 98% de colorants en 1 heure, d’une solution colorée dont le pH était compris entre 2,2

et 2,6 à température ambiante de laboratoire et à pression atmosphérique. Ils ont montré que

cette décoloration correspondait à environ 81% de réduction de la DCO. Wang et al. en 2014

ont utilisé pour le traitement du BM, le réactif Fe(II) Fe(III)-LDHs, catalyseur hétérogène

fabriqué par co-précipitation de FeSO4 · 7H2O et Fe2 (SO4)3. Ils ont dégradé le BM en

condition acide et neutre et ont éliminé 100% de la couleur en 1h. Ces résultats ont été




atteints pour une concentration initiale de 10 mg.L-1 de BM, avec un pH optimum de 3 et une

cinétique de pseudo-ordre 2.

5. Procédés de traitement des effluents d’industries textiles

5.1. Les Procédés d’oxydation avancée (POA)

Appartenant à la dernière génération des techniques de traitement des eaux, les procédés

d’oxydation avancée ont pour objectif la minéralisation complète des polluants en dioxyde

de carbone, en eau et en composés inorganiques. Pour les charges polluantes trop élevées, les

POA ont pour objet la dégradation des polluants en composés de toxicité et de concentration

moindre que l’effluent de départ (Huchon, 2002).

Les POA peuvent se regrouper en quatre grandes catégories qui sont :

les procédés d’oxydation chimique en phase homogène [Fe2+/H2O2 et O3/H2O2] ;

les procédés photocatalytiques en phase homogène et/ou hétérogène [UV/H2O2,

O3/UV O3/H2O2/UV, TiO2/UV] ;

les procédés d’oxydation sonochimiques ;

les procédés d’oxydation électriques ou électrochimiques.

Chacune de ces catégorises regroupe des sous classes que sont :

la photolyse (UV, UV/H2O2) ;

l’ozonation (O3, O3/UV , O3/H2O2/UV,);

la réaction Fenton (Fe2+/H2O2, Fe2+/H2O2/UV, Fe3+/H2O2/UV, électro-Fenton) ;

et l’utilisation de semi-conducteurs (ex : TiO2/UV).

Ces technologies reposent sur la production d’entités radicalaires, comme les radicaux

hydroxyles qui sont les substances oxydantes les plus puissantes que l’on puisse utiliser dans

le domaine du traitement des eaux et des effluents industriels. Ce sont des espèces très actives

susceptibles de réagir avec la quasi-totalité des molécules organiques (Zaviska et al., 2009).

Les POA présentent de nombreux avantages qui sont entre autres leur efficacité dans le

traitement de composés non biodégradables souvent stables, leur capacité de fonctionner à

température et à pression ambiantes ainsi que la faible présence de déchets secondaires ou

concentrés.

Divers travaux ont été réalisés pour déterminer l’efficacité des procédés d’oxydation avancée

sur la dégradation de colorants. Ainsi, Xu et al. en 2004, ont utilisé les procédés Fenton,




photo Fenton et la photolyse pour dégrader le colorant Vat Blue BO. Ils ont montré que

l’oxydation par photo Fenton était la plus efficace du fait de la libération en solution d’une

plus grande quantité de radicaux hydroxyles. Seyyedi et Jahromi (2014) ont atteint par

photocalyse, 90% de décoloration du colorant CI Direct Black 38 avec 50 ppm de

concentration initiale de colorant, 26,56 mM de peroxyde d’hydrogène et en utilisant comme

catalyseur du TiO2 dosé à 750 mg.L-1 avec un pH optimal de 5. Tehrani-Bagha et al. (2010)

ont procédé eux, à la décoloration et à la dégradation d’un colorant anthraquinone, le CI

Reactive Blue 19 par ozonation. Les résultats ont montré que le traitement à l’ozone est un

procédé très efficace pour la décoloration du colorant avec formation de sous-produits

acides.

5.2. Le procédé Fenton

Le procédé Fenton est un procédé d’oxydation avancée qui permet de générer dans le milieu,

des radicaux hydroxyles OH● et des réactions radicalaires, grâce à la présence d’ions

métalliques (ions ferreux, cuivre…) qui réagissent avec le peroxyde d’hydrogène H2O2. Ces

radicaux hydroxyles possèdent un fort pouvoir oxydant avec un potentiel d’oxydation de

+2.8V (Navalon et al., 2010). Les réactions permettant de générer les radicaux hydroxyles

s’écrivent :

H2O2 + Fe2+ OH● + OH- + Fe3+ (1)

Les radicaux hydroxyles réagissent par la suite soit avec les ions ferreux pour donner des ions

ferriques, ou avec le polluant organique afin de le dégrader.

Fe2+ OH● OH-+ Fe3+ (2)

OH● + polluant organique Produits de dégradation

Lorsque le peroxyde d’hydrogène est ajouté à une solution contenant un substrat organique et

un excès d’ions ferreux en présence d’acide fort, une réaction d’oxydo-réduction complexe se

produit comme le montre les équations suivantes :

H2O2 + Fe2+ OH● + OH- + Fe3+ (3)

OH● + RH H2O+ R● (4)

R● + Fe3+ Fe2+ + R+ (5)

R+ + H2O ROH + H+ (6)




Cette réaction d’oxydo-réduction a été mise en évidence par Walling et Kato en 1971 et

citée par Kuo (1992). Les ions hydroxyles générés attaqueraient le substrat organique RH.

Ainsi, le groupe chromophore ou chromogène de la molécule colorée serait détruit et

décoloré. Trois ans après la mise en évidence de ces réactions, ils ont montré que les

réactions indésirables les plus probables de s’établir s’écrivent comme suit :

H2O2 + OH● H𝑶𝟐● + H2O (7)

2R●R-R (8)

La dimérisation au niveau de l’équation 8 serait à l’avantage d’une décoloration (Kuo, 1992).

Les ions ferriques générés peuvent former des complexes hydroxy-ferriques en se combinant

aux ions hydroxydes, avec une forte tendance à la polymérisation. Ainsi, les molécules

décolorées restantes en solution sont susceptibles de se coaguler et de précipiter.

Concernant le pH, plusieurs études ont montré que la réaction Fenton se déroulait de manière

plus optimum lorsque le mélange en solution avait un pH compris entre 2 et 4 avec un

optimum de 3 (Khataee et Pakdehi, 2014). Par ailleurs, le procédé Fenton classique repose

sur l’utilisation de l’ion ferreux comme catalyseur. Mais en pratique, les couples redox tels

que Co3+/Co2+, Cu2+/Cu+, Ag2+/Ag+ peuvent jouer le rôle de catalyseur (Khataee et Pakdehi,

2014; Diagne 2011; Begum et al., 2014).

De nombreux auteurs ont étudié l’effet des procédés Fenton sur divers types de polluants.

Barbeni et al. en 1987 au Canada, avaient utilisé en solution aqueuse les réactifs de Fenton

Fe2+ et H2O2 pour la décomposition des chlorophénols. La minéralisation de ces composés

aromatiques chlorés en dioxyde de carbone a été étudiée. Les auteurs ont montré que

l’augmentation de la concentration en fer augmentait la décomposition tandis que

l’augmentation de la concentration en chlorophénols inhibait la réaction.

Pour réduire les coûts d’utilisation et améliorer les performances, il a été développé d’autres

systèmes Fenton comme l’électro-Fenton et le photo-Fenton. Aussi, des matériaux d’origine

naturelle et riche en ions métalliques ferreux tels que les argiles, les silices et zéolites, les

cendres volantes et les mâchefers, sont-ils utilisés en substitution du fer industriel

(Sivakumar et al., 2011; Aarfane et al., 2014; Wang et al., 2014; Kuo, 1992; Barbeni et

al., 1987). Ainsi, Khataee et Pakdehi en 2014 ont utilisé de la latérite naturelle comme

catalyseur pour traiter une solution d’azoture de sodium par procédé Fenton hétérogène. Ils

ont conclu que la latérite était une alternative pour les sels ferreux typiques.




On parle ainsi de procédé Fenton en phase hétérogène lorsque le fer réagissant est fixé sur un

support. Lorsqu’au contraire le fer est mis en solution sans être porté par un support, la phase

sera dite homogène. En phase hétérogène, en plus des réactions d’oxydation qui se déroulent

pour le procédé Fenton, nous pouvons remarquer une phase d’adsorption sur les supports, ce

qui permet une amélioration du traitement. Nogueira et al. en 2009 ont d’ailleurs relevé la

capacité d’adsorption des argiles et argiles minérales dans le traitement de polluants.

6. Généralités sur la latérite

La latérite est une roche provenant de l’altération des roches silicatées ou carbonatées. Cette

altération est causée par les agents atmosphériques en climat chaud et humide. Les latérites

forment généralement des cuirasses qui sont des réserves de fer et d’aluminium, pauvres en

substances nutritives pour les plantes (Vuilleumier, 2015). La latérite est constituée de fer,

d’aluminium, de titane, de manganèse et de silicium. Elle recouvre environ 33% des

continents et se retrouve principalement dans la zone intertropicale. Au Burkina Faso, les

plateaux latéritiques parfois très cuirassés dominent la majeure partie du territoire. La latérite

que nous avons utilisée dans le cadre de cette étude, provenait de la ville de Dano. La

situation géographique de cette ville est établie en annexe 1.

Plusieurs auteurs ont travaillé sur la latérite en l’utilisant comme catalyseur dans les réactions

de dégradation de colorants. Une élimination de 88% et 100% du polluant 2-Aminopyridine

(2AP) respectivement pour la réaction Fenton et Photo-Fenton en utilisant de la latérite a été

obtenue à pH = 3 et à 10 mg.L-1 de concentration initiale, par Karale et al. en 2013. La

vitesse optimum de réaction a été obtenue pour une concentration de peroxyde d’hydrogène

H202 égale 40 mg.L-1 et celle de fer issue de la latérite de 1 mg.L-1. Manu et al. en 2011 ont

effectué le traitement du paracétamol par procédé Fenton. Dans leur étude, la latérite, utilisée

comme source de fer pour le réactif de Fenton, a été étudiée en comparaison avec le fer

industriel Fe2SO4.7H2O. En 240 minutes, ils ont observé la destruction de 100% de

paracétamol pour une concentration initiale de 10 mg.L-1 avec pH optimum de 3 et un rapport

R=[𝐻2𝑂2]

[𝑓𝑒𝑟 𝑑𝑒 𝑙𝑎𝑡𝑒𝑟𝑖𝑡𝑒] égal à 40. Ces expériences ont été réalisées à température ambiante.




CHAPITRE II : MATERIELS ET METHODES

Le suivi de la dégradation du bleu de méthylène par le procédé Fenton a été réalisé par

plusieurs méthodes. Une caractérisation de la latérite de Dano a tout d’abord été effectuée au

laboratoire CRISMAT (Centre National de Recherche et de Technologie Matériaux ENSI

Caen) en France. Deux types d’analyses ont été effectués afin de déterminer les

caractéristiques de la latérite utilisée. Il s’agit de l’analyse élémentaire EDS (Energy Disperse

X-Ray Spectroscopy) et de l’analyse par diffraction de rayon X. Ensuite, nous avons suivi les

performances de décoloration et de dégradation de la molécule de BM à travers l’utilisation

de la spectrophotométrie d’absorption moléculaire et la détermination du Carbone Organique

Total (COT). La longueur d’onde 661 nm a ainsi permis de suivre la décoloration tandis que

la longueur d’onde 291 nm et le COT ont permis le suivi de la dégradation de la molécule de

BM. Enfin, une étude cinétique a été effectuée pour chaque traitement afin de déterminer la

vitesse et l’ordre des réactions. Il faut souligner que pour l’utilisation de la latérite, certains

paramètres comme l’influence du pH, l’influence de la concentration des différents réactifs,

l’influence de la lumière et de l’obscurité ainsi que le recyclage de la latérite, ont été étudiés.

1. Principe de l’analyse élémentaire EDS

Le principe est fondé sur le balayage par un faisceau électronique de la surface de l’élément à

analyser. Diverses interactions se créent entre les électrons incidents et la matière, générant

des signaux utilisés pour la construction d’image ou pour la microanalyse chimique. Les

résultats de l’analyse EDS nous montre que l’élément spectral le plus important dans la

latérite est le fer avec un pourcentage massique de 48,31%. Il est suivi du silicium (Si) à

26,42% de masse et de l’aluminium à 21,88%. D’autres éléments comme le cobalt, le

potassium, le sodium et le titane se retrouvent en faible proportion. Le tableau en annexe 2

récapitule les résultats obtenus par EDS.

2. Principe de l’analyse par Diffraction Rayon X

Le principe simplifié est fondé sur la diffraction d’un faisceau de rayons X monochromatique

incident par l'échantillon à certains angles spécifiques, suivant la loi de Bragg. Le signal est

enregistré par un détecteur adapté et permet une visualisation des angles et intensités des pics

de diffraction obtenus. L'indexation de ces pics est réalisée à l'aide de bases de données

spécifiques, permettant l'identification du (ou des) composé(s) en présence.




L’ensemble des pics est souvent appelé « spectre » de diffraction. Il constitue l’empreinte

digitale de la substance cristalline qui se trouve dans l’échantillon. Ce spectre est ensuite

comparé à une base de données qui renferme les spectres de toutes les substances cristallines

connues. On peut ainsi identifier les minéraux. La préparation des échantillons peut se faire

de deux manières: ils peuvent être broyés sous la forme d'une poudre qui est disposée telle

quelle dans un porte-échantillon (préparations non orientées) ou sous la forme d'un dépôt de

minéraux sur une plaquette de verre par séchage d'une suspension (préparation orientée).

Les résultats de l’analyse par diffraction Rayon X nous montre deux phases principales dans

la latérite : la kaolinite Al2Si2(OH)4 avec 51,4%-massique et le quartz avec 19,9%-massique.

Les phases à base de fer forment le deuxième sous-ensemble avec la goethite FeO(OH) à

20.9%-massique, l’hématite à 6,3%-massique et la ferrite (fer-alpha) à 0,3%-massique. Enfin,

deux phases de formule TiO2 sont présentes en moindre quantité. La figure en annexe 3

illustre les résultats obtenus pour la latérite de Dano.

3. Principe de la spectrophotométrie d’absorption moléculaire UV/Visible

La technique de spectrophotométrie se fonde sur la propriété de la matière, en particulier de

certains ions, atomes et molécules d’absorber certaines radiations. Elle consiste à mesurer

l’absorbance d’une solution à une longueur d’onde donnée pour en déduire sa concentration,

en s’aidant de la loi de Beer-Lambert. Cette loi s’écrit de la manière suivante :

A=Log𝐼𝑜

𝐼 A= absorbance ou densité optique à une longueur d’onde

I0=intensité du faisceau lumineux monochromatique incident

I=intensité du faisceau lumineux émergent

La spectrophotométrie d’absorption moléculaire UV-Visible, employée dans le domaine

ultraviolet (UV) de 185 à 380 nm environ et visible de 380 à 800 nm environ, est une

technique courante de contrôle et d’analyse de composés chimiques. Elle s’applique à des

groupements d’atomes qui absorbent le rayonnement électromagnétique dans le domaine UV-

VIS. L’absorption de la lumière UV-VIS par les molécules se produit, comme pour les

atomes, du fait de transitions électroniques entre différents niveaux d’énergie. Une courbe

d’étalonnage E=f (C), réalisée au préalable, permet de déterminer la concentration des

espèces en solution mais aussi de suivre la décoloration des solutions à l’aide des

absorbances. Les chromophores sont les groupements chimiques qui influencent le plus

fortement les caractéristiques de l’absorption moléculaire.




4. Principe de la spectrophotométrie d’absorption atomique

La détermination de la concentration en fer a été effectuée par spectrophotométrie

d’absorption atomique à flamme. Dans son principe, la spectrophotométrie AAS à flamme

consiste en une vaporisation de l'échantillon liquide et en un chauffage à l'aide d'une flamme.

La flamme est dirigée vers une lumière émise par une lampe appropriée émettant les

longueurs d'onde caractéristiques de l'élément recherché. En traversant la flamme, les ondes

lumineuses, dont les longueurs d'onde correspondent à l'élément dosé, sont absorbées par les

ions excités présents dans la flamme. La sensibilité des dosages en mode flamme est limitée

par des réactions secondaires (évaporation) et par le temps très court de passage dans la

flamme. Pour accroître la sensibilité du dosage, il est nécessaire de réduire ou d'éliminer ces

deux facteurs par atomisation. Celle-ci est réalisée dans un four graphite d'un volume réduit

sous atmosphère inerte.

5. Principe de détermination du COT (spectrométrie infrarouge)

Le principe est fondé sur le dégazage du carbone inorganique et des composés volatiles de

l’échantillon acidifié. Les matières organiques sont par la suite portées à combustion à 680°C

sur un catalyseur de platine. Le dioxyde de carbone produit est déterminé par spectrométrie

infrarouge. La quantification est faite après étalonnage préalable.

6. Spectrophotométrie UV/Visible des solutions de BM

6.1. Préparation de la solution de bleu de méthylène

Une poudre de bleu de méthylène pure pour analyse a été utilisée pour la préparation de la

solution mère de bleu de méthylène de concentration 1g.L-1. Nous avons prélevé 1 g de cette

poudre que nous avons introduite dans une fiole jaugée de 1 L. Cette fiole a été complétée au

trait de jauge avec de l’eau milli-Q puis placée en agitation pendant 1 h.

6.2. Caractérisation spectrophotométrique UV/Visible de la solution de BM

6.2.1. Détermination de la longueur d’onde des absorbances maximales

Une solution fille de bleu de méthylène de concentration 20 mg.L-1 a fait l’objet d’un

balayage spectral des longueurs d’ondes 200 à 800 nm. Nous avons observé des pics

d’absorption aux longueurs d’onde 291 nm et 661 nm. Ces deux longueurs d’onde ont servi à

l’élaboration d’une courbe d’étalonnage en utilisant des solutions standards dont les

concentrations variaient de 0 à 10 mg.L-1.




Figure 2 : Balayage spectral d’une solution de BM de concentration 20 mg.L-1

6.2.2. Etablissement de la courbe d’étalonnage du BM

La concentration [C] des solutions étalons variaient de 0 à 10 mg.L-1. Les volumes à prélever

ont été calculés en appliquant la formule suivante :

Vi=[𝐶𝑓]∗𝑉𝑓

𝐶𝑖 avec Vi le volume de solution mère à prélever

Vf le volume final

Cf la concentration de l’étalon

Ci la concentration de la solution mère (1g/L)

Le tableau I résume les différents volumes que nous avons prélevés pour la préparation des

solutions étalons.

Tableau I : Volumes à prélever pour la préparation des solutions étalons

Solution 0 1 2 3 4 5 6

Cf mg.L-1 0 2 3 4 6 8 10

Vi en mL à prélever 0 0,2 0,3 0,4 0,6 0,8 1

Une fois les volumes à prélever déterminés, nous introduisons ces volumes de BM dans des

fioles jaugées de 100 mL et complétons d’eau milli-Q jusqu’au trait de jauge. Nous agitons à

l’aide d’un barreau aimanté pendant 15 minutes, puis procédons à la lecture des absorbances

au spectrophotomètre d’absorption moléculaire, aux longueurs d’onde 291 nm et 661 nm. Le

blanc utilisé était constitué d’eau milli-Q. Le tableau II récapitule les absorbances lues pour

chaque solution étalon. De ces valeurs, nous avons tracé deux courbes d’étalonnage qui ont

servi pour la détermination des concentrations une fois les absorbances A connues.

-1

0

1

2

3

4

5

6

7

0 200 400 600 800 1000

291 nm

661 nm




Tableau II: Récapitulatif des absorbances lues pour les étalons aux longueurs d’onde 661 nm et 291 nm

Les courbes d’étalonnage obtenues sont représentées comme suit.

Figure 3: Courbes d’étalonnage du BM pour λ=291 nm et λ=661 nm

7. Préparation de la solution de fer

7.1. Avec sel de sulfate ferreux FeSO4

Le sulfate ferreux, poudre blanche à l’état d’anhydre, a été utilisé. La concentration de la

solution mère de sulfate ferreux était de 3g.L-1. Pour obtenir cette concentration, 3 g de

sulfate ferreux anhydre sont versés dans une fiole jaugée de 1 L contenant 500 mL d’eau

milli-Q. Une goutte d’acide sulfurique concentrée à 95% est ajoutée dans la fiole qui est mise

en agitation pendant 30 secondes. Cette fiole est par la suite complétée jusqu’au trait de jauge

et placée sous agitation pendant 1 h jusqu’à obtention d’une solution de couleur rouge brique.

Les sels ferreux se décomposent en solution pour donner des ions ferreux suivant l’équation

FeSO4 Fe2+ + SO42- (9)

7.2. Avec sel de sulfate ferrique Fe2 (SO4)3

Le sulfate ferrique est un sel sous forme de poudre anhydre de couleur verdâtre. Une solution

de concentration 3g.L-1 de sulfate ferrique a été préparée suivant la même procédure que pour

le sulfate ferreux. Les sels ferriques se décomposent en solution pour donner des ions ferreux

suivant l’équation Fe2 (SO4)3 2Fe3+ + 3SO42- (10)

y = 0.2089xR² = 0.9962

0

0.5

1

1.5

2

2.5

0 5 10 15

Ab

sorb

ance

Concentration en mg/L

courbe d'étalonnage λ=291 nm

y = 0.2967xR² = 0.9936

0

1

2

3

4

0 5 10 15

Ab

sorb

ance

Concentration en mg/L

courbe d'étalonnage λ=661nm

Solution 0 1 2 3 4 5 6

[BM] mg.L-1 0 2 3 4 6 8 10

Absorbance à 291nm 0 0,394 0,598 0,811 1,343 1,688 2,044

Absorbance à 661 nm 0 0,591 0,888 1,185 1,951 2,378 2,862




8. Préparation du mélange colorant-réactif de Fenton industriel pour le traitement

Le volume requis de fer industriel, nécessaire à l’atteinte de la concentration en fer

recherchée, est introduit dans un erlenmeyer puis l’on procède au traitement par ajout du BM

et du H2O2 de volume donné ainsi qu’à l’ajustement du pH. La figure 4 illustre le principe de

traitement.

Figure 4: Mélange colorant-réactif de Fenton en utilisant la solution mère de fer industriel (Fe2(SO4)3 ou FeSO4)

9. Préparation du mélange colorant-solution de fer issu de la latérite

L’extraction du fer de la latérite a été effectuée de trois manières différentes à savoir

l’extraction sur lit de latérite simple, l’extraction par attaque acide, l’extraction sur lit

d’attaque acide. L’attaque acide a été effectuée soit par mélange de trois acides (attaque

triacide) soit avec un seul type d’acide. Chacune des expériences a nécessité l’ajustement du

pH à 3. Les figures 5 et 6 illustrent le principe d’extraction du fer issu de la latérite et de

traitement du BM.

Figure 5: Mélange colorant-réactif de Fenton en utilisant le fer de la latérite

a b

c




Figure 6 : Mélange colorant surnageant de solution de latérite

Pour le lit de latérite (figure 5-a), nous avons:

Prélevé 3 g de latérite dans un erlenmeyer de 250 mL. Compléter de 100 mL d’eau

milli-Q.

Attendre un certain temps que le fer soit extrait de la latérite. Les temps d’attente

appelés temps de contact étaient de 1 h, 24 h et 72 h.

Une fois le temps d’attente arrivé à échéance, compléter la fiole de bleu de méthylène

et de H2O2 pour le traitement en ajustant le pH à 3.

Pour la latérite attaquée à l’acide (attaque à un seul acide et attaque triacide) [figure 5-b]

3 g de latérite dans un tube conique de 50 mL

10 mL d’acide simple pour l’attaque acide simple (HCl/ HNO3/H2SO4) ou 6 mL de

H2SO4+ 2mL de HCl+ 2mL de HNO3 pour l’attaque triacide

Ajouter avec prudence de l’eau milli-Q jusqu’au trait des 50 mL du cône

Attendre un certain temps (1 h, 24 h ou 72 h) que le fer soit extrait de la latérite.

Prélever tout le surnageant pour le traitement du bleu de méthylène (figure 6)

Pour le lit de latérite attaquée (figure 5-c)

3 g de latérite dans un erlenmeyer de 250 mL.

Introduire ensuite 6 mL de H2SO4+2mL de HCl+2mL de HNO3 pour l’attaque

triacide

Attendre un certain temps que le fer soit extrait de la latérite (Temps de contact 24 h).

Une fois le temps d’attente arrivé à échéance, compléter la fiole de bleu de méthylène

et des autres réactifs pour le traitement.

Nous avons par ailleurs déterminé l’effet du recyclage de latérite sur le traitement du bleu de

méthylène. Pour ce faire, nous avons dans un premier temps effectué un premier traitement




d’une solution de BM pendant 3 jours. La latérite utilisée dans ce traitement a par la suite été

lavée avec 250 mL d’eau distillée pour le lit de latérite et 45 mL pour la latérite attaquée à

l’acide. Après une décantation de 24 h, le liquide issu du lavage a été séparé. La latérite lavée

a, dans un deuxième temps, été réutilisée soit dans un lit de latérite ou pour une deuxième

attaque acide. Nous avons suivi le même procédé lors du deuxième recyclage de latérite.

10. Méthode de détermination du Carbone Organique Total au cours du traitement

La détermination du COT a été effectuée au laboratoire central de l’Office National de l’Eau

et de l’Assainissement (ONEA). Les échantillons ont été préparés à la section physico-chimie

des eaux du laboratoire LEDES puis conservés avec 1 ml.L-1 d’acide chlorhydrique HCl et

refroidis à une température avoisinant les 4°C. La réaction Fenton a été stoppée à l’aide de

l’antioxydant bisulfite de sodium Na2SO3 et en rendant le pH très basique comme stipulé en

annexe 6. Un antioxydant est une substance capable de bloquer les réactions d’oxydation.

Dutta et al. en 2001 ont montré que les pH très basiques empêchaient la réaction Fenton de

se produire [15]. Un test de confirmation de l’arrêt de la décoloration par addition de bisulfite

de sodium et augmentation du pH a été au préalable réalisé sur une solution de BM de 40

mg.L-1.

L’appareil de mesure du COT était un COTmètre de marque SHIMADZU TOC-L, CPN avec

passeur automatique ASI-L. Le transport a été réalisé dans une glacière munie

d’accumulateurs de froid et les analyses ont été faites aussitôt que possible après le

prélèvement. Nous avons prélevé 100 mL du surnageant de chaque solution dont nous

voulions déterminer le COT. Nous avons déterminé l’évolution du COT au cours du

traitement dans le cas de la latérite brute et de l’attaque triacide ; cela à des pas de temps de

traitement précis (à t=0 h, t=5 min, t=1 h, t=24 h et t=72 h). Les schémas suivants illustrent

les différentes manipulations effectuées.

Figure 7 : Préparation d’échantillon pour suivi de l’évolution du COT au cours du traitement du BM en utilisant

LL




Figure 8 : Préparation d’échantillon pour suivi de l’évolution du COT au cours du traitement du BM en utilisant AA

11. Méthode de détermination du fer total au cours du traitement

La détermination du fer en solution a été effectuée au laboratoire central de l’Office National

de l’Eau et de l’Assainissement (ONEA). Les échantillons ont été préparés et conservés au

minimum 1 jour avant l’analyse avec de l’acide nitrique (3ml.L-1 d’échantillon) à pH

inférieur à 2. 100 mL de chaque solution ont été prélevé pour l’analyse de fer. Les analyses

ont été effectuées par spectrophotométrie d’absorption atomique à flamme suivant un

protocole précis. L’appareil de mesure était un spectrophotomètre de marque PerkinElmer

PinA Aele 900T. L’échantillonnage a été effectué de la même manière que pour l’analyse du

COT à l’exception du HCl qui est remplacé par 3 ml.L-1 d’acide nitrique pour la conservation

des échantillons. Aussi, les temps de traitement à l´issue desquels sont faits les prélèvements

étaient de t=1 h, t=24 h et t=72 h. Tous les autres paramètres ([H2O2], [BM]) étaient les

mêmes.

12. Etude cinétique de la décoloration et de la dégradation du bleu de méthylène

La cinétique de décoloration a été déterminée en utilisant la spectrophotométrie d’absorption

moléculaire à la longueur d’onde 661 nm qui est dans la partie visible du spectre

électromagnétique. La cinétique de dégradation du BM, elle, a été déterminée en utilisant les

mesures des absorbances à la longueur d’onde 291 nm ou à l’aide du COT. Ces cinétiques

impliquaient la détermination de la constante de vitesse k, nécessaire à la détermination de

l’ordre de la réaction. Les paramètres agissant sur la vitesse d’évolution d’un système

chimique, appelés facteurs cinétiques, dépendent de la concentration des réactifs, de la

température du milieu, de l’éclairement et de la présence de substances autres que les réactifs.

Toutes les expériences ont été effectuées à la température ambiante du laboratoire.




L’équation bilan de décoloration du BM s’écrit :

Composé + OH● sous-produit de composé (11)

Pour une cinétique d’ordre 1 :

V=−𝑑 [𝐵𝑀]

𝑑𝑡= 𝑘. 𝐶1

On obtient par intégration (avec C=C0 à t=0) que pour une cinétique d’ordre 1 :

Ln𝐶

𝐶0=k.t

Pour une cinétique d’ordre 2

V=−𝑑2 𝐶

𝑑𝑡2= 𝑘𝑎𝑝𝑝. 𝐶2

On obtient par intégration (avec C=C0 à t=0) que pour la cinétique d’ordre 2 :

1

𝐶−

1

𝐶0= 𝑘𝑡

Pour le calcul des rendements ou taux d’abattement Rt du B.M, nous avons utilisé la formule

ci-dessous:

Rt = [𝐵.𝑀]𝑖𝑛𝑖𝑡𝑖𝑎𝑙𝑒−[𝐵.𝑀]𝑓𝑖𝑛𝑎𝑙𝑒

[𝐵.𝑀]𝑖𝑛𝑖𝑡𝑖𝑎𝑙𝑒∗ 100

Les différentes absorbances ont été lues sur un spectrophotomètre d’absorption moléculaire

de marque DR 5000.

13. Sources des produits chimiques utilisés

L’étude de la dégradation du bleu de méthylène par procédé Fenton a nécessité l’usage de

composés chimiques que sont : le bleu de méthylène, le peroxyde d’hydrogène, l’acide

sulfurique, l’acide chlorhydrique, l’acide nitrique, l’hydroxyde de sodium, les sels de sulfate

ferrique et ferreux, le sulfite de sodium et l’eau milli-Q. Toutes ces substances chimiques,

leur pureté ainsi que leur fournisseur sont consignés en annexe 5.




CHAPITRE III : RESULTATS ET DISCUSSION

1. Utilisation du fer industriel

1.1. Effet du type de fer industriel

Le procédé Fenton est une méthode analytique fondée sur l’effet catalytique du fer en

solution. Deux types d’ions fer provenant du sulfate de fer sont susceptibles d’intervenir dans

ce type de procédé. Il s’agit de l’ion ferreux (Fe2+) et de l’ion ferrique (Fe3+) ; il convient

donc de déterminer le type d’ions permettant une réaction à une vitesse optimum.

Les essais ont été effectués en utilisant deux concentrations en BM de 20 mg.L-1 et 10 mg.L-1

avec un rapport R=2,5 correspondant à 6 mg.L-1 de H2O2 et 2,4 mg.L-1 de Fe2+. L’absorbance

a été lue à λ=661nm. La figure 9 et le tableau III présentent les résultats obtenus.

Figure 9 : Influence du type de fer industriel sur le traitement du BM

De ces résultats, il ressort d’une part que l’ordre de la réaction passe de I à II lorsque le fer II

est utilisé à la place du fer III dans le traitement par procédé Fenton. D’autre part, après 10

min de traitement, l’utilisation du fer II a permis d’obtenir une décoloration avec un

rendement supérieur à 50% contre moins de 30% de rendement pour une utilisation du fer III.

De nombreux travaux sur les procédés Fenton ont montré que le fer II est un catalyseur plus

efficace que fer III (Wang. 2014; Diagne. 2011; Kuo. 1992). Compte tenu de l’efficacité du

Fe2+ dans la réaction Fenton, nous avons opté pour la solution de sulfate ferreux FeSO4, 7H2O

donnant des ions ferreux, pour la suite des analyses (Equation 9).

-5 0 5 10 15 20 25 30 35 40

0

2

4

6

8

10

12

14

16

18

20

22

[BM

] e

n m

g.L

-1

Temps de traitement en min

Fe III 10 mg.L-1

Fe III 20 mg.L-1

Fe II 10 mg.L-1

Fe II 20 mg.L-1

Type

de Fer

[BM]

(mg.L-1)

Rt %

en 10

min k Ordre

Fe2+

10

74,38 0,0315 II

Fe3+ 27,96 0,0628 I

Fe2+

20

57,30 0,0066 II

Fe3+ 28,29 0,0043 I

Tableau III : Rendement de décoloration en

fonction du type utilisé de Fer




1.2. Effet du pH du milieu sur le traitement avec le fer industriel

La détermination du pH optimum pour le traitement par procédé Fenton était une condition

indispensable pour mener à bien notre étude. Un ratio R= 4,5 correspondant à 6 mg.L-1 de

H2O2 et 1,34 mg.L-1 de Fe2+ a été choisi pour l’analyse avec une concentration en BM de 10

mg.L-1.

Figure 10 : Effet du pH sur le traitement du BM en utilisant le fer industriel

Les mesures ont été effectuées à la longueur d’onde λ= 661 nm. En ajustant le pH du mélange

à 3, nous avons obtenu après 30 min de traitement, un rendement de 96,77 %. Ce rendement

de décoloration était meilleur par rapport à ceux obtenus pour un pH de 1,5, 4 et 5,3.

Kuo, 1992 a montré que pour des valeurs de pH supérieures à 4, les ions ferreux étaient

instables et avaient tendance à donner des ions ferriques facilement complexables en

hydroxydes de fer. Dutta et al. ont trouvé que le pH optimum dans le traitement du bleu de

méthylène par procédé Fenton se situait entre 2 et 3. Nos résultats sont similaires à ceux de

Karale et al., qui ont trouvé un pH optimum de 3 pour le traitement du 2-Aminopyridine par

oxydation avancée en utilisant de la latérite. Ils ont montré que la faible dégradation à pH 2 et

2,5, était due au piégeage par les ions H+ des radicaux hydroxyles et à l’inhibition de la

formation des ions ferreux en solution.

1.3. Etude comparative du spectre d’absorption du BM à différents temps de traitement

avec et sans ajustement du pH

Deux solutions de BM de concentration 40 mg.L-1 dont le pH de l’une a été ajusté et celui de

l’autre laissé comme tel, ont été soumises à un traitement par procédé Fenton. Les réactifs de

0 5 10 15 20 25 30

0

1

2

3

4

5

6

7

8

9

10

11

[BM

] e

n m

g.L

-1


pH=5.3

pH=4

pH=3

pH=1.5

Tableau IV : Rendement de dégradation du BM en

fonction du pH (t=30 min)

pH k

Rt (%) Ordre

1,5 0,0039 49,22 II

3 0,0386 96,77 II

4 0,0088 68,67 II

5,3 0,0048 55,28 II




Fenton étaient le fer industriel de concentration en Fe2+ égale à 1,34 mg.L-1 et le peroxyde

d’hydrogène H2O2 à 6 mg.L-1. Des prélèvements ont été effectués à des intervalles de temps

afin de suivre l’évolution de la dégradation par spectrométrie d’absorption moléculaire.

L’analyse spectrométrique a été réalisée par balayage de spectre UV-Visible entre 200 et 700

nm (les pics du BM se situant à 291 nm et 661 nm). La figure 11 présente les résultats

obtenus.

Figure 11 : Balayage spectral solution de BM de pH non ajusté (a) et pH=3 (b)

Nous remarquons que la décroissance des pics d’absorbance est fonction du temps de

traitement ; plus ce dernier est important, plus le pic de l’absorbance diminue. L’ajustement

du pH permet une accélération de la baisse du pic dans la partie visible (661 nm) qui devient

proche de zéro après 30 min de réaction. Par contre, pour la solution dont le pH n’était pas

ajusté, nous avons constaté une baisse mais pas une annulation du pic après 30 minutes de

réaction et à la longueur d’onde 661 nm. Pour ce qui est de la partie du spectre se trouvant

dans l’ultra-violet (291 nm), nous avons constaté une diminution du pic bien plus lente que

celle dans la partie visible du spectre, sans annulation du pic après 30 min. Le rendement à

pH= 3 après 30 min était de 36,41% pour λ=291 nm et 83,48% pour λ=661 nm. A pH non

ajusté, l’allure du spectre est légèrement modifiée ce qui montre que la dégradation de la

molécule à ce pH n’est pas significative. Par contre, l’ajustement du pH a permis une

modification remarquable de l’allure du spectre ce qui dénote une dégradation effective de la

molécule de BM à pH = 3.

Ce résultat nous permet de conclure que le procédé Fenton, réalisé dans les conditions

optimales (pH=3), permet une dégradation partielle de la molécule de BM avec une

décoloration optimale au bout de 30 min. En effet, Ramirez et al., dans leur étude de 2007

sur le traitement par procédé Fenton de l’orange II, ont établi que les pics d’absorption dans

la région UV étaient dus aux cycles de benzène tandis que celui dans la région visible était dû

200 300 400 500 600 700

0

2

4

6

8

10

Abs

orba

nce

Longueur d'onde en nm

t=0 min

t=5 min

t=7 min

t=10 min

t=12 min

t=15 min

t=20 min

t=25 min

t=30 min

200 300 400 500 600 700

0

2

4

6

8

10

A

bsor

banc

e

Longueur d'onde en nm

t=0

t=5 min

t=10 min

t=15 min

t=20 min

t=25 min

t=30 min

a b




à la liaison azoïque contenant le groupe chromophore. La diminution du pic dans le visible

traduit donc une décoloration de la molécule puisque la couleur est donnée par le groupe

chromophore. Pour la suite des travaux, la longueur d’onde 291 nm dans l’UV permettra de

suivre la dégradation de la molécule de BM puisqu’elle est liée à la présence des cycles de

benzène et celle de 661 nm sera utilisée pour le suivi de la décoloration du BM.

1.3. Effet de la concentration en BM

Trois solutions de BM de concentration 10 mg.L-1, 20 mg.L-1 et 40 mg.L-1 ont été traitées par

procédé Fenton en associant du Fe2+ à 2,4 mg.L-1 et du H2O2 à 12 mg.L-1 (R=5); la lecture des

absorbances s’est faite à λ=661 nm (Figure 12).

Figure 12 : Effet de la concentration de BM sur la décoloration

La solution de BM de concentration de 10 mg.L-1 s’est décolorée plus rapidement que les

deux autres solutions avec un rendement de décoloration supérieur à 80% en 15 min, contre

84,75% en 35 min pour la solution de 20 mg.L-1 et 76,99% pour celle de 40 mg.L-1. Le temps

nécessaire à la décoloration de la molécule de BM est plus faible lorsque la concentration en

BM est faible.

La réaction suit une cinétique de pseudo-second ordre. La constante k de vitesse apparente

était 5 fois plus élevée pour une concentration de BM de 10 mg.L-1 que pour celle de 40

mg.L-1. Elle était 2 fois plus élevée pour la concentration de 10 mg.L-1 que pour celle de 20

mg.L-1. La figure 12 et le tableau 5 illustrent ces résultats. La cinétique de la réaction nous

montre que la décoloration est d’autant plus rapide que la concentration est faible. Certains

auteurs ont déjà fait le même constat. Karale et al. (2013) ont constaté une baisse du taux de

dégradation du 2-AP de 86,3 à 70,4% lorsqu’ils faisaient passer la concentration initiale en

polluants de 10 à 80 mg.L-1.

[BM]

mg.L-1

t

(min) k

Rt

(%) Ordre

10 15 0,0301 85.23 II

20 20 0,0107 84.75 II

40 35 0,0042 76.99 II

Tableau V : Rendement de la réaction de

décoloration en fonction de [BM]




1.4. Effet de la concentration de H2O2

1.4.1. En absence de fer

La figure 13 regroupe les résultats que nous avons obtenus en faisant varier la concentration

en peroxyde d’hydrogène H2O2 de 98 à 294 mg.L-1 pour deux types de solution de BM de

concentration 10 mg.L-1 et 40 mg.L-1. Nous avons déterminé l’influence du H2O2 sur le BM

en absence de fer ; la lecture des absorbances a été faite dans le visible à λ= 661nm.

Nous remarquons d’après la figure 13 que quelle que soit la concentration en BM et en

peroxyde d’hydrogène, l’effet du H2O2 est pratiquement nul. En effet, après un temps

arbitrairement choisi de 120 min, nous avons remarqué un abattement maximum de 1,31%

pour [BM]=10 mg.L-1. Pour 40 mg.L-1, la concentration oscillait sans vraiment diminuer au

cours du traitement. Il en ressort donc que le peroxyde d’hydrogène n’est pas apte à dégrader

seul le BM du fait de son faible pouvoir oxydant (1,8 V/ENH contre 2,8 V/ENH pour le

radical hydroxyle (Guittonneau et al., 1988). Boufia (2010) a montré que l’augmentation de

la concentration en peroxyde d’hydrogène de 1 à 2 mM améliorait l’efficacité du traitement

du colorant azoïque BB 41, mais seulement lorsque le H2O2 était couplé avec l’apport d’ions

ferriques à 0,2 M.

1.4.2. En présence de fer

Avec [Fe] constante

L’efficacité du traitement par procédé Fenton nécessite la présence à la fois du peroxyde

d’hydrogène et d’un ion métallique susceptible de le décomposer en radicaux hydroxyles [5]

et jouant le rôle de catalyseur. Maba (2014) était parvenue à cette même conclusion.

0 20 40 60 80 100 120

8

9

10

39

40

41

42

[BM

] en

mg.

L-1


[BM]=10 mg.L-1;[H

2O

2]=98 mg.L

-1

[BM]=10 mg.L-1;[H

2O

2]=196 mg.L

-1

[BM]=10 mg.L-1;[H

2O

2]=294 mg.L

-1

[BM]=20 mg.L-1;[H

2O

2]=98 mg.L

-1

[BM]=20 mg.L-1;[H

2O

2]=196 mg.L

-1

[BM]=20 mg.L-1;[H

2O

2]=294 mg.L

-1

Figure 13 : Evolution du traitement de BM en fonction de [H2O2] pour [BM]=10 mg.L-1 et [BM]=40 mg.L-1.




L’expérience a été faite en utilisant une concentration fixe d’ions ferreux de 6,53 mg.L-1 et en

faisant varier la quantité de peroxyde d’hydrogène, pour deux solutions distinctes de BM de

concentration 10 mg.L-1 et 40 mg.L-1, à température ambiante et à pH=3. Le ratio R=[𝐻2𝑂2]

[𝐹𝑒2+]

variait donc de 4 à 45 ; la décoloration a été mesurée à λ= 661 nm (figure 16).

Figure 14 : Décoloration du BM en fonction de la variation de [H2O2] pour [BM]=10 mg.L-1 (a) et 40 mg.L-1 (b).

Tableau VI : Rendement de dégradation de BM en fonction de la variation de H2O2 pour 1h de traitement

R=[𝐻2𝑂2]

[𝐹𝑒2+]

[H2O2] en

mg.L-1

Rt en % k

Ordre [BM]= 40

mg.L-1

[BM]= 10

mg.L-1

[BM]= 40

mg.L-1

[BM]= 10

mg.L-1

4 24,5 53,95 95,61 0,0006 0,0451

Ordre II 15 98 97.00 99.01 0,0072 0,0966

30 196 78,86 95,95 0,0018 0,0514

45 294 73,84 93,24 0,0013 0,0288

L’étude cinétique a montré que la réaction était de pseudo-ordre 2, que nous soyons dans le

cas où la concentration en fer était fixe ou dans celui où nous l’avons variée. Il en ressort que

la réaction semble être plus rapide avec un meilleur rendement pour un ratio égal à 15. En

effet, lorsque R=15, nous avons au bout d’1 h de traitement, plus de 90% de décoloration ;

ceci, quelle que soit la concentration en BM. La constante de vitesse apparente est également

plus importante pour ce ratio. Pour des ratios plus importants (R=30 et R=45), nous avons

une baisse de rendement et un ralentissement de la réaction. Ce constat est également fait

lorsque le ratio est inférieur à 15 (R=10 et R=5). Ces résultats confirment ceux de certains

auteurs dans la littérature. Dutta et al. ont montré en 2001 que la décomposition du H2O2,

a b




catalysé par le fer, conduisant à la formation de radicaux hydroxyles, se déroulait au mieux

lorsque le ratio molaire de Fe2+ : H2O2 était pris égal à 1 :15 pour une solution de pH =3.

Leur étude avait été menée sur l’oxydation chimique du bleu de méthylène en utilisant la

réaction Fenton. Kuo (1992) a montré que lorsque la quantité de H2O2 utilisée était inférieure

à un certain seuil optimum en lien avec la quantité de fer, la décoloration était moins efficace

et dans le cas où le H2O2 était en excès, la valeur de la DCO avait tendance à augmenter. Cela

pourrait expliquer la baisse du rendement de décoloration pour les concentrations en H2O2

supérieure à 98 mg.L-1 et pour la faible concentration de 24,5 mg.L-1. Dans la même lancée,

Dutta et al. (2001) ont mis en exergue l’existence d’une concentration optimale de H2O2. Ils

ont montré que lorsque la concentration de H2O2 était plus faible que la valeur optimale, les

radicaux hydroxyles formés attaquaient de préferrence le noyau benzénique du contaminant

organique présent dans les eaux usées. Par contre, lorsque le H2O2 était en excès, il se mettait

en concurrence avec le substrat en se combinant aux radicaux hydroxyles pour produire du

HO2●, radical moins puissant que le OH●. Ce radical moins puissant est responsable du

ralentissement de la réaction et de la baisse du rendement.

Avec [Fe] variable

Nous avons déterminé l’influence de la concentration en fer sur la réaction. Pour ce faire, la

quantité de H2O2 a été fixée à une valeur unique ([H2O2]= 98 mg.L-1) tandis que la

concentration en fer a été variée de 3,27 mg.L-1 à 19,6 mg.L-1. Nous avons fait varier le ratio

R entre 5 et 30 puisque les résultats obtenus plus haut nous donnaient un optimum R égal à

15. L’expérience a été menée à température ambiante sur une solution de BM de

concentration 40 mg.L-1 dont le pH a été ajusté à 3. La décoloration a été mesurée à λ égale

661 nm.

Figure 15 : Décoloration du BM en fonction [Fe2+]

R

[H2O2]

mg.L-1

[Fe2+]

mg.L-1

Rt

% k

30

98

3,27 94.2 0,027

15 6,53 98,1 0,035

10 9,8 95.2 0,038

5 19,6 94.8 0,031

0 0 1,2 -

Tableau VII : Rendement Rt de la réaction et vitesse

apparente pour 2 h de traitement pour [Fe2+] variable




Lorsque [Fe2+] est variée pour [H2O2] constante, la constante de vitesse k et le rendement Rt

gardent pendant 2 h de traitement le même ordre de grandeur quelque soit R. Ceci traduit le

pouvoir catalytique du fer. En absence de fer, le rendement Rt est faible ce qui confirme le

résultat sur l’influence du H2O2 seul sur la réaction Fenton. Dans les conditions supposées

optimum (R=15), le temps de traitement du BM était de 1 h avec 97,52% de décoloration.

Pour R=15, le suivi de décoloration a été fait pendant 3 jours car ce ratio avait été ciblé

comme ratio optimum. Cela n’a pas été le cas pour les autres ratios dont le suivi c’est limité à

2 h. Le rendement de décoloration au bout des 3 jours était de 99,97%.

1.9. Evolution de la dégradation de BM par suivi spectrométrique à λ=291 nm

L’évolution du spectre du bleu de méthylène au cours du traitement nous avait permis de

conclure que le suivi de la concentration en BM à λ=291 nm nous donnait l’évolution de la

dégradation de la molécule puisqu’on assistait à une modification du spectre. Les résultats sur

l’effet de la concentration en peroxyde d’hydrogène et en fer nous ont permis de cibler des

valeurs optimum pour l’optimisation du traitement du BM par procédé Fenton. Elles étaient

de 6,53 mg.L-1 pour [Fe2+] et 98 mg.L-1 pour [H2O2] avec [BM]= 40 mg.L-1. Nous avons donc

utilisé ces valeurs optimum pour effectuer l’analyse de la dégradation du BM, en suivant au

cours du traitement, l’évolution de [BM] à la longueur d’onde λ=291 nm. La figure 16 et le

tableau VIII regroupent les résultats obtenus.

Figure 16 : Evolution de la dégradation du BM

La figure 16 nous montre que la dégradation n’est pas totale au bout de 3 jours avec encore

près de 30% de molécule non dégradée. Cette minéralisation se fait de manière plus

importante durant les premières minutes du traitement. Ensuite, nous constatons un

ralentissement pouvant être due à la faible oxydation des produits de réactions ou au

développement de réactions parallèles. Ramirez et al. (2007) avaient atteint des taux de

Temps de traitement

(min)

Rdt % de

dégradation

k

20 30.75

0.0003

40 39.66

60 40.80

120 45.69

1440 49.15

4320 67.13

Tableau VIII : Rendement Rt de dégradation

du BM en fonction du temps de traitement




dégradation de 95% du colorant Orange II par Fenton hétérogène utilisant comme catalyseur

carbone-Fe. Ils étaient parvenus à des résultats semblables aux nôtres pour ce qui était de la

rapidité de la dégradation durant les premières minutes du traitement.

2. Utilisation de la latérite

L’analyse spectrale du BM nous a conduit, pour le traitement par la latérite, à utiliser les

longueurs d’onde 661 nm et 291 nm comme pour le traitement en utilisant le fer industriel.

2.1. Influence du pH sur le traitement du BM en utilisant le fer de la latérite

Les analyses effectuées sur une solution de 40 mg.L-1 de BM ont montré que pour le

traitement de ce dernier en utilisant la latérite, le pH optimum se situait autour de 3 pour

λ=661 nm. Ces résultats confirment ceux de Karale et al. (2013) et Manu et al. (2011).

2.2. Effet du type d’acide utilisé pour l’attaque acide sur la décoloration du BM

Nous avons comparé l’efficacité de trois acides (H2SO4, HCl et HNO3) pris séparément ainsi

que de leur mélange pour l’extraction du fer contenu dans la latérite. La concentration de la

solution de BM utilisée était de 40 mg.L-1 et celle de H2O2 a été maintenue à 98 mg.L-1.

Type d’attaque Rt % en 2h

Mél. Triacide 93.13

HCl 31.75

H2SO4 69.25

HNO3 58.08

Tableau IX : Rendement en fonction du type

d’attaque acide en 2h

LL AA

Figure 18 : Décoloration du BM pour différentes attaques

acides de la latérite de Dano

Figure 17: Influence du pH sur le traitement en utilisant comme catalyseur le fer de la latérite




Le rendement des réactions nous montre que la latérite attaquée par le mélange triacide est la

plus efficace pour la décoloration du BM. En effet, en 2 h de traitement, nous observons une

décoloration de plus de 90% contre moins de 70% pour la latérite attaquée par un seul type

d’acide. Claisse (1968) dans son article sur l’étude expérimentale aux trois acides, a résumé

les travaux de Harrison en 1924. Ce dernier avait conclu que le réactif triacide décomposait

complètement les latérites provenant des terres de Guyane. Il a montré que ce procédé était

plus efficace pour la mise en solution des éléments contenus dans le sol. Claisse est parvenu

à la même conclusion sur du quartz.

2.3. Effet de la lumière et de l’agitation sur le traitement du BM

L’étude a été menée sur six solutions de BM à traiter de concentration 20 mg.L-1 à

pH=3. Elles contenaient, en plus du BM, soit un surnageant de solution de latérite attaquée

par un mélange triacide, soit un lit de latérite. Les solutions de BM, contenant les lits de

latérite, n’ont pas été agitées contrairement à celles des attaques acides dont certaines ont été

agitées et d’autres non. L’influence de la lumière a été déterminée. La figure 18 traduit les

résultats de l’expérimentation.

Figure 19 : Influence de l’agitation et de la lumière sur le traitement du BM.

Ces résultats nous montrent que pour le lit de latérite, une meilleure décoloration de la

molécule de BM est obtenue lorsque le mélange BM + réactif de Fenton est placé à

l’obscurité sans agitation. Il en est de même pour le traitement du BM par le fer provenant du

surnageant issu de l’attaque triacide. L’agitation pourrait remettre en solution le BM qui a

tendance à former des boues au fond du réacteur durant la réaction. Les images 5 et 6 dans la




partie iconographie montrent la formation de flocs et de boues au fond de l’erlenmeyer durant

le traitement par attaque acide à la lumière. Pour la suite des travaux, les solutions à traiter

ont toutes été placées à l’obscurité et sans agitation.

2.4. Evolution temporelle du traitement du BM par la latérite en fonction du temps

de contact

Nous avons déterminé dans un premier temps, l’effet sur le traitement du BM, du temps de

contact (tc) entre l’acide et la latérite ainsi qu’entre l’eau distillée et la latérite. Ce temps de

contact correspond au temps laissé à l’acide pour agir sur la latérite (attaque acide [AA]) ou à

l’eau distillée pour extraire le fer de la latérite (lit de latérite [LL]) ; ce, bien avant que le

mélange ne soit fait avec le BM pour le traitement. Nous avons ainsi laissé en contact

pendant 1 h, 24 h et 72 h l’acide et la latérite ainsi que l’eau distillée et la latérite. Après ce

temps de contact, le traitement du BM a été effectué en utilisant soit le surnageant d’AA ou le

LL. La figure 20 regroupe les résultats obtenus. Le temps de traitement était de 30 min pour

le lit de latérite et de 1 h pour l’attaque acide pour un temps de contact de 24 h.

Figure 20 : Effet du temps de contact de l’attaque acide et de l’eau milli-Q sur la latérite avant traitement

Nous avons remarqué une meilleure décoloration pour un temps de contact de 24h avant

traitement avec la latérite. Pourtant, notre hypothèse de départ était que la quantité de fer

extraite en solution augmentait avec le temps de contact. Nous estimions qu’après 72 h de

contact avec la latérite, le fer libéré en solution serait plus important qu’après 1 h et 24 h de




contact. Nous pensions donc que le rendement de décoloration serait meilleur pour tc=72 h.

Les résultats que nous avons obtenus tendaient à réfuter cette hypothèse. Pour les

comprendre, nous avons déterminé par spectrophotométrie d’absorption atomique, la quantité

de fer libéré en solution en 1 h, 24 h et 72 h pour le lit de latérite et l’attaque acide.

Figure 21 : Concentration en fer contenu dans un surnageant de latérite après un temps de contact

La figure 21 nous montre que le maximum de fer est libéré après 24 h de contact avec la

latérite. Au bout d’1 h de contact, il n’y a quasiment pas de fer libéré en solution pour le lit de

latérite contrairement à l’attaque acide qui libère en 1 h près de 50 mg.L-1 de fer. Après 24 h

de réaction, nous remarquons une baisse de la concentration en fer dans les deux cas de

figure ; ce qui peut s’expliquer par une précipitation du fer après 24 h de contact. Cette

hypothèse pourrait être vérifiée par mesure du pH de la solution dans laquelle est libéré le fer

au cours du temps. Aussi, la chromatographie ionique de la solution pourrait être effectuée

pour mieux cerner l’évolution des ions fer en solution après différents temps de contact. Le

résultat traduit par la figure 20 explique le fait que le traitement ait été meilleur après un

temps de contact de 24 h. Pour la suite des travaux, nous avons donc opté pour le traitement

du BM après ce temps de contact de 24 h entre la latérite et la solution nécessaire à

l’extraction (acide ou eau).

2.5. Evolution temporelle de la quantité de fer restant en solution après traitement

du BM par la latérite

Nous nous sommes intéressée à la quantité de fer restant en solution après le traitement du

bleu de méthylène ; ce, pour déterminer la quantité de fer susceptible d’avoir été utilisée au

cours du traitement par procédé Fenton. Une solution de BM de concentration 40 mg.L-1 est

t=1h t=24h t=72h

0,0

0,5

1,0

1,5

2,0

[Fe

] en

mg

.L-1

Temps de contact lit de latérite en heures

quantité de fer libéré en solution

AA LL




mise en présence de peroxyde d’hydrogène de concentration 98 mg.L-1 et d’un lit de latérite

en contact avec la latérite depuis 24 h. Une autre solution de même concentration en BM et

en peroxyde d’hydrogène H2O2 est mise en présence du surnageant de l’attaque acide. La

figure 22 montre l’évolution de la quantité de fer restant en solution après différents temps de

traitement.

Figure 22 : Evolution temporelle de la quantité de fer restant en solution après traitement par AA (a) et LL (b)

Nous remarquons que durant le traitement du BM, la concentration en fer dans la solution

décroît au fil du temps. Cela suppose que le fer est utilisé dans la réaction. Pour le LL, nous

remarquons que malgré une faible concentration initiale en fer (2 mg.L-1), la décoloration se

fait sans impacter fortement cette concentration initiale (concentration de fer après 3 jours de

traitement=0,35 mg/L). Ceci montre la régénération d’une certaine quantité de fer dans la

solution au cours du traitement par la latérite. Pour l’attaque acide, la décoloration du BM

suit la diminution du fer en solution. Cela montre que c’est bien le fer contenu dans le

surnageant de la solution d’attaque acide qui est utilisé lors du traitement. Le fer n’est pas

régénéré en solution car comme le montre les travaux de Kuo en 1992, en présence de fer en

excès, les ions ferriques générés sont susceptibles de former des complexes avec une forte

tendance à la polymérisation et à la précipitation. Des auteurs comme Karale et al., 2013,

Nogueira et al., 2008, Khataee et Pakdehi. 2014 ont montré que le fer issu de la latérite

pouvait être utilisé dans le procédé Fenton dans l’optique de traiter la pollution.

a b




2.6. Etude cinétique du traitement de BM

2.6.1. Cinétique de dégradation du BM en utilisant la longueur d’onde 291 nm

Nous avons observé la dégradation du BM en suivant par lecture spectrométrique à la

longueur d’onde 291 nm, la décroissance temporelle de la concentration en BM. La mesure

du COT à différents pas de temps nous a permis de conclure à une dégradation effective de la

molécule de BM. Par ailleurs, nous avons pu déterminer en comparant les rendements de

COT et de BM que la longueur d’onde 291 nm semblait être utilisée de la même manière que

le COT pour suivre la dégradation de la molécule de BM. La figure 24 et le tableau X

regroupent les résultats obtenus.

Figure 23: Evolution de la concentration de BM au cours du traitement par lecture spectrométrique à 291 nm et

en fonction de [COT] pour LL et AA

La courbe d’évolution de la concentration de BM lue à la longueur d’onde 291 nm suit la

même allure que la courbe d’évolution du COT de la solution de BM traitée en utilisant la

latérite. Les rendements correspondants à chaque courbe sont consignés dans les tableaux X.

Tableau X : Rendement de diminution du COT au cours du traitement du BM en utilisant la latérite

Méthode d’extraction de fer Temps de traitement k

1 h 24 h 72 h

LL COT 38,95 68,37 77,91 0,0006

λ=291 nm 30,15 60,5 77,82 0,0002

AA COT 30,81 57,03 68,25 0,0004

λ=291 nm 36,31 58,09 69,48 0,0002

La diminution du COT du BM traitée est sensiblement égale à la diminution de la

concentration de BM lue à la longueur d’onde 291 nm. En effet, les rendements sont




sensiblement les mêmes pour un même temps de traitement et pour le même type de procédé

d’extraction. Aussi, les auteurs s’accordent-ils dans la considération du COT comme étant le

paramètre pouvant prédire une dégradation de la molécule d’un polluant en général et du BM

en particulier [5,17]. Nous pouvons par conséquent conclure que la baisse de la concentration

en BM, obtenue par lecture spectrométrique à la longueur d’onde 291 nm, pourrait traduire la

dégradation de la molécule de BM comme nous l’avions supposé au départ. La molécule de

BM a subit une dégradation de 77,91% lorsque la source de fer était un lit de latérite et de

68,25% lorsque la source de fer était de la latérite attaquée par trois acides. Au regard de ce

qui précède, le lit de latérite semble plus efficace que l’attaque acide aussi bien pour la

décoloration que pour la dégradation du BM. Cela pourrait s’expliquer par la régénération du

fer au niveau du lit de latérite tout le long du traitement ou par le phénomène d’adsorption du

Bleu de méthylène au niveau des pores de la latérite.

2.6.2. Cinétique de la décoloration du BM en utilisant le recyclage de l’attaque

acide et du lit de latérite

Nous avons déterminé l’effet du recyclage sur la latérite ayant déjà été utilisée pour une

décoloration du BM par procédé Fenton. Après un premier traitement, deux recyclages

successifs de latérite ont été réalisés. La figure 24 et le tableau XI illustrent les résultats

obtenus.

Tableau XI : Rendement du traitement du BM en utilisant l’attaque acide (AA) ou le lit de latérite (LL)

Figure 24 : Evolution de la décoloration de BM par traitement utilisant le recyclage latérite pour LL (a) et AA (b)

Attaque acide Lit de latérite

Rt de traitement en % K Rt de traitement en % k

72 h 24 h 1h 30 min 72 h 24 h 1h 30 min

Traitement 1 98,53 95.597 87,67 72,11 0,0004 99,99 98,47 97,33 97,00 0,0172

1er recyclage 97,95 94.716 71,52 65,653 0,0003 99,84 94,60 94,25 92,60 0,0074

2e recyclage 97,36 93,835 64,185 57,727 0,0002 99,61 89,24 88,49 87,22 0,0035




La cinétique de la réaction reste de pseudo-second ordre même avec une latérite recyclée à

deux reprises. Mais la constante de vitesse k décroît ce qui dénote un ralentissement de la

vitesse de décoloration du BM. La capacité du LL à fournir suffisamment d’ions fer pour le

procédé Fenton diminue donc au fil des recyclages. Pour ce qui est de l’attaque acide, nous

remarquons que les constantes k ont le même ordre de grandeur quel que soit le stade de

recyclage. Les rendements de décoloration varient peu d’un recyclage à l’autre quel que soit

la source de fer (AA ou LL) ; ce, principalement après 72 h de traitement. Nous pouvons

donc conclure que le recyclage n’impacte que faiblement la capacité de la latérite à fournir du

fer. Ramirez et al. (2007) sont parvenus à des résultats similaires avec une baisse de 1,5% du

rendement par recyclage.

Nous avons analysé également l’influence du recyclage sur les cycles de benzène par lecture

à λ=291 nm des concentrations pendant le traitement avec la latérite recyclée.

Tableau XII: Rendement de dégradation du BM avec latérite traitée et attaquée par l’acide.

Rendement en % traitement par

LL après

Rendement en % traitement par AA

après

30

min

1 h 24 h 72h 30 min 1 h 24 h 72h

Traitement 19,2 30,15 60,5 77,82 25,94 36,31 58,09 69,48

Recyclage1 18,4 26,35 49,75 73,15 22,28 22,28 54,02 57,68

Recyclage2 12,7 23,50 31,44 38,15 25,23 25,13 57,47 57,47

Le tableau XI nous montre que la minéralisation est affectée par le recyclage entraînant une

diminution de la performance de la latérite comme catalyseur de réaction. Ramirez et al.

(2007) avaient évoqué la perte en fer au niveau du support comme explication à la diminution

de la performance du catalyseur carbone-Fe au bout de 3 recyclages utilisés dans la

dégradation du colorant Orange II. Ils ont évalué cette perte à 8% pour chaque cycle.

2.7. Autres méthodes d’extraction du fer dans la latérite

Nous avons observé plus haut que le lit de latérite semble être la méthode la plus efficace

pour l’extraction du fer contenu dans la latérite, en comparaison avec l’attaque acide. Nous

nous sommes alors demandés comment évoluerait le traitement du BM si nous réalisions un




lit de latérite attaquée à l’acide (LLA) dont la latérite resterait en contact avec le

surnageant tout le long du traitement. L’analyse s’est focalisée sur la décoloration du BM.

Les résultats que nous avons obtenus sont illustrés par la figure 25 et le tableau XIII.

Figure 25 : Evolution de la décoloration en utilisant le LLA et le SLL

Nous avons obtenu de meilleurs rendements de décoloration en utilisant le lit de latérite

attaqué par de l’acide dans le traitement du BM qu’en utilisant le lit de latérite simple ou le

surnageant d’attaque acide (99,99% en 24 h pour LLA). Ce qui confirme le fait que la latérite

en contact avec la solution de BM continue de fournir du fer.

3. Etude comparative entre le traitement du BM en utilisant le fer industriel et la

latérite

La figure 26 à la suite du tableau WIV, est une superposition des résultats obtenus pour la

décoloration d’une solution de 40 mg.L-1 de BM en présence de 98 mg.L-1 de H2O2 avec ajout

du fer issu de la latérite ou t de fer industriel de concentration [Fe2+] égale à 6,53 mg.L-1.

Tableau XIV: Récapitulatif de quelques rendements et temps de traitement de chaque traitement

Rt (%)

LL

Rt (%)

LLA

t=30min 97,00 98,69

t=1h 97,33 98,95

t=24h 99,97 99,97

Méthode d’extraction

du Fe Temps de

décoloration

Rt de décoloration en%

Rt de dégradation en %

en 30 min

en 120 min

en 3 jours

En 60 min

en 1440 min

en 3 jours

LL 30 min 97,01 98,47 99,99 30,15 60.5 77.82

LLA 20 min 98,69 99,23 99,99 - - -

Fer industriel 40 min 87,5 98,93 99,98 40,86 49.15 67.13

AA 60 min 72,11 90,60 98,53 36,31 58.09 69.48

Tableau XIII: Rendement de

décoloration en utilisant le lit de latérite

attaqué et le surnageant de lit de latérite




Figure 26 : Comparaison entre les traitements du BM par Fenton utilisant LL, AA ou fer industriel

Le taux de décoloration de la molécule de BM est plus important lorsqu’on utilise un lit de

latérite même si tous les rendements de décoloration ont le même ordre de grandeur après 2 h

de traitement. Cela peut s’expliquer par le fait qu’avec le lit de latérite, deux phénomènes de

décoloration sont susceptibles d’intervenir à savoir l’adsorption du colorant par la latérite et

le procédé Fenton homogène. Bennani et al., en 2010 dans leur étude, ont montré que le

processus d’adsorption sur l’argile brute du BM est très rapide pendant les 10 premières

minutes de traitement, évolue lentement puis se stabilise au bout de la 40e min. Ils ont obtenu

comme résultats que 95% de la quantité adsorbée a été atteinte pendant les dix premières

minutes. La cinétique qui décrivait au mieux l’adsorption était le pseudo-ordre 2. Compte

tenu de la concentration en fer qui différait selon que l’on utilise le fer industriel ou la latérite,

l’éventuelle efficacité du procédé Fenton en utilisant la latérite par rapport à celui utilisant le

fer industriel doit être nuancée. Afin de tirer de meilleures conclusions, une étude plus

poussée serait recommandée, en se basant sur la quantité et le type de fer en solution.

Les taux de dégradation de la molécule de BM restent sensiblement les mêmes quel que soit

le type de traitement ce qui montre effectivement que la latérite peut être utilisée en

substitution du fer industriel.




CONCLUSION

Les procédés Fenton s’avèrent être parmi les technologies les plus prometteuses et efficaces

en matière de traitement de la pollution organique bio récalcitrante malgré leur coût

relativement élevé. Afin de réduire les coûts liés à ce procédé, nous avons utilisé la latérite

locale de Dano comme catalyseur en remplacement du fer industriel. Ce travail de recherche

s’est ainsi attelé à étudier la dégradation du bleu de méthylène, colorant organique bio-

récalcitrant par procédé Fenton non conventionnel utilisant la latérite. L’analyse de

l’efficacité de ce système a été faite en comparaison avec le procédé Fenton classique

utilisant le fer industriel. Les paramètres opératoires du procédé Fenton classique ont été

optimisés ; sur la base de ceux-ci, il a été développé le procédé utilisant la latérite. Le

mécanisme du procédé Fenton non classique fait intervenir des entités radicalaires provenant

de l’oxydation du H2O2 par le fer contenu dans la latérite et libérée en solution soit par

attaque triacide ou par l’action simple de l’eau milli-Q. Les résultats des analyses ont montré

que la dégradation du bleu de méthylène est obtenue à pH =3 avec un ratio optimal R=[𝐻2𝑂2]

[𝐹𝑒2+]

de 15. La mesure du COT ou celle des absorbances à 291 nm permet de suivre cette

dégradation. Les absorbances à 661 nm ont permis le suivi de la décoloration de la molécule.

Il a été montré que la combinaison de latérite avec le H2O2 pouvait dégrader partiellement en

milieu aqueux, à pH optimum égal à 3, le composé bleu de méthylène avec un rendement

assez important (˃60%) pour un temps de traitement relativement long (3 jours). Pour cette

même durée de traitement, il a été observé une décoloration quasi-totale de la solution de BM

concentrée à 40 mg.L-1. L’efficacité du système dépend d’un certain nombre de paramètres

comme la concentration initiale en H2O2, en fer et en bleu de méthylène ainsi que la source de

fer (attaque acide, lit de latérite simple ou attaquée ou fer industriel). Il a été montré que le lit

de latérite semblait être plus efficace dans le traitement de la coloration que l’attaque acide

simple mais nous avons constaté que le rendement de dégradation du BM était sensiblement

le même quel que soit la source de fer.

L’application d’un tel système oxydant pour l’élimination de colorants présents dans les

effluents d’industries textiles pourrait être envisagée en définissant au préalable les

conditions optimales d’utilisation d’un réacteur ainsi que les coûts réels de fonctionnement.

Le procédé Fenton non conventionnel pourrait être une solution palliative aux problèmes de

pollution dans les pays africains à faible revenu dont la latérite recouvre une bonne partie du

territoire.




RECOMMANDATIONS

Nous suggérons que des analyses beaucoup plus poussées soient menées sur le lit de latérite

attaquée par l’acide afin de déterminer à la fois la cinétique de dégradation de la molécule de

BM et les quantités de fer libérées au cours du traitement. Une analyse par chromatographie

ionique pourrait également être envisagée pour les solutions de latérites afin de déterminer

avec précision le type d’ions fer (Fe2+ ou Fe3+) libérés en solution, ce pour chaque type

d’extraction et pour nous orienter sur la nature des sous-produits de réaction. Aussi, pour une

comparaison beaucoup plus rigoureuse entre l’efficacité du procédé Fenton classique et celui

non classique, le volume de solution de latérite à introduire pour le traitement devra être

choisi de sorte à avoir la même concentration que le fer industriel utilisé.

Il serait pertinent de poursuivre cette étude en effectuant le traitement en laboratoire d’un

mélange de colorants divers en plus du BM, puisque les effluents industriels regroupent en

général un panel de colorants. D’autres types de polluants récalcitrants peuvent être employés

pour tester l’efficacité du système. Il pourrait également être essentiel de concevoir un

système de traitement à grande échelle qui pourrait être utilisable par des industriels. Pour ce

faire, un pilote pourrait être conçu en laboratoire pour affiner le procédé de traitement en

termes de dosage des différents réactifs.

Pour ce qui est de l’évaluation des coûts de traitement en utilisant la latérite, il conviendrait

de l’évaluer sur un échantillon réel provenant d’une industrie textile et de prendre en compte

le coût du transport de la latérite, le coût de l’énergie et de tous les réactifs utilisés dans le

procédé. En d’autres termes, une étude approfondie se révèle nécessaire pour mieux cerner

les coûts.




BIBLIOGRAPHIE

Aarfane, A., et al. 2014. « Etude cinétique et thermodynamique de l’adsorption des colorants

Red195 et Bleu de méthylène en milieu aqueux sur les cendres volantes et les mâchefers

(Kinetic and thermodynamic study of the adsorption of Red195 and Methylene blue dyes

on fly ash and bottom ash in aqueous medium) ». J. Mater. Environ. Sci vol. 5 (6): pp.

1927‑1939.

Amit, B., Devi, S. S. et Chakrabarti, T. 2011. « Azo Dyes: Past, Present and the Future ».

Environmental Reviews, pp. 19 350‑370.

Barbeni, M., Minero, C. et Pellzzetti, E. 1987. « Chemical degradation of chlorophenols with

fenton’s reagent (Fe2+ + H2O2) ». Chemosphere vol. 16 (10-12): pp 22255‑2237.

Begum, A., Agnihotri, P., Mahindrakar, A. B. et Gautam, S. K. 2014. « Degradation of

endosulfan and lindane using Fenton’s reagent ». Water Sci. doi:0.1007/s13201-014-

0237-z.

Bennani, A., Mounir, B., Hachka, M., Bakasse et Yaacoubi. A. 2010. « Élimination du colorant

basique “Bleu de Méthylène” en solution aqueuse par l’argile de Safi ». Revue des

sciences de l’eau / Journal of Water Science, N°4, vol. 23: pp. 24.

Boufia, S. 2010. « Dégradation des colorants textiles par procédé d’oxydation avancée basée sur

la réaction de fenton Application à la dépollution des rejets industriels ». Thesis,

Universités Paris-Est et Saâd Dahlab.

Claisse, G. 1968. « etude expérimentale au comportement des trois acides.PDF ». Cah. ORSTOM,

sér. Pédol., vol. 6.

Dutta, K., Mukhopadhyay, S., Bhattacharjee, S., et Chaudhuri B. 2001. « Chemical oxidation of

methylene blue using a Fenton-like reaction ». Journal of Hazardous Materials, no B 84:

pp. 57‑71.

Guittonneau, S., De Laat Dore M., Duguet, J. P. et Honnel, C.. 1988. « Etude de la dégradation

de quelques composés organochlorés volatils par photolyse du peroxyde d’hydrogène en

milieux aqueux ». Revue des sciences de l’eau / Journal of Water Science vol. 1 (1-2): pp.

36‑64.

Guiza, S., et Bagane, M. 2012. « Processus de transport de matière interne au cours de

l’adsorption du bleu de méthylène sur argile naturelle ». Revue de génie industriel vol. 7:

pp.3‑11.

Huchon, R. 2002. « Activité photocatalytique de catalyseurs déposés sur différents supports

(“Médias”) Application à la conception d’un photocatalyseur pilote ». Université

CLAUDE BERNARD - Lyon I.




Jaggi, N., Giri, M., et Yadav, K. 2010. « Absorption and fluorecence spectra of disperse red 19-

An azo dye ». Indian Journal of Pure and apllied physics Vol.51: pp. 833‑836.

Stellman, J. M., Donagi, A., Aladjem, A. et Chzvartz, M.2002. Encyclopédie de sécurité et santé

au travail. Genève: Bureau International du Travail.

Karale, R., Manu, B. et Shrihari S. 2013. « Catalytic use of laterite iron for degradation of 2-

aminopyridine using advanced oxidation processes ». International Journal of Scientific

& Engineering Research volume 4 (issue 5).

Khataee, A. R., et Pakdehi, S.G. 2014. « Removal of sodium azide from aqueous solution by

Fenton-like process using natural laterite as a heterogeneous catalyst: Kinetic modeling

based on nonlinear regression analysis ». Journal of the Taiwan Institute of Chemical

Engineers Vol 45 (Issue 5): pp 2664‑2672.

Kuo, W. G. 1992. « Decolorozing dye wastewater with fenton’s reagent ». War. Res Vol. 26 (No.

7): pp. 881‑886.

Maba, B. 2014. « Dégradation des effluents textiles (cas d’un colorant synthétique : le bleu de

méthylene) par procédé fenton en utilisant la latérite ». 2iE.

Mansour, H. et al. 2011. « Les colorants textiles sources de contamination: CRIBLAGE de la

toxicité et des méthodes de traitement ». Revue des sciences de l’eau / Journal of Water

Science, numéro 3, vol. 24: pp 209‑238. doi:10.7202/1006453ar.

Manu, B., S. Mahamood, Vittal H, et Shrihari S. 2011. « A novel catalytic route to degrade

paracetamol by Fenton process ». J. Res. Chem. Environ vol. 1 (1): pp. 157‑164.

Navalon, S., M. Alvaro, et H. Garcia. 2010. « Heterogeneous Fenton catalysts based on clays,

silicas and zeolites ». Applied Catalysis B: Environmental., pp. 1‑26.

Nogueira, F.G.E. et al. 2009. « Reactive adsorption of methylene blue on montmorillonite via an

ESI-MS study ». Applied Clay, no 43: pp. 190‑195.

Ramirez, J. H., et al. 2007. « Fenton-like oxidation of Orange II solutions using heterogeneous

catalysts based on saponite clay ». Applied Catalysis B: Environmental., no 71: 44‑56.

Seyyedi, K., et Jahromi, M. A. F. 2014. « Decolorization of Azo Dye C.I. Direct Black 38 by

Photocatalytic Method Using TiO2 and Optimizing of Process ». APCBEE Procedia vol.

10: pp. 115‑119.

Sivakumar, K. K., Balamuruga, C., Ramakrishnan, D. et Leena Hebsi Bh. 2011. « Assessment

studies on wastewater pollution by textile dyeing and bleaching industries at Karur, Tamil

Nadu ». Rasayan journal chemestry vol. 4 (2): pp. 264‑269.




Tehrani-Bagha, A.R., Mahmoodi, N.M. et Menger, F.M.. 2010. « Degradation of a persistent

organic dye from colored textile wastewater by ozonation ». Desalination vol. 260 (1-3):

pp. 34‑38.

Wang, Q., Tian, S., Long, J., et Ning, P. 2014. « Use of Fe(II)Fe(III)-LDHs prepared by co-

precipitation method in a heterogeneous-Fenton process for degradation of Methylene

Blue ». Catalysis Today vol. 224: pp. 41‑48.

Xu, X-R, Li, H-B, Wang, W-H et J-D Gu. 2004. « Degradation of dyes in aqueous solutions by

the Fenton process ». Chemosphere vol. 57: pp 595‑600.

Zaviska, F., P. Drogui, G. Mercier, et J-F Blais. 2009. « Procédés d’oxydation avancée dans le

traitement des eaux et des effluents industriels: Application à la dégradation des polluants

réfractaires ». Revue des Sciences de l’Eau 22(4) (2009) 535-564 vol. 22: pp. 535‑564.

WEBOGRAPHIE

Boucher, J-M. 2014. « Un textile écolo qui a la fibre verte, c’est quoi au juste ? ». Consulté le 4

juin 2015 ; Disponible http://www.consoglobe.com/textile-ecolo-fibre-verte-cg.

Ecotintes. 2007. « Pourquoi colorants naturels? ». Consulté le 14 avril 2015 ; Disponible sur

http://www.ecotintes.com/fr/book/export/html/58.

IARC. 2010. « IARC Monographs on the Evaluation of Carcinogenic Risks to Humans ».

Monograph 99. Some Aromatic Amines, Organic Dyes, and Related Exposures. IARC.

Consulté le 4 avril 2015 ; Disponible sur

http://monographs.iarc.fr/ENG/Monographs/vol99/mono99.pdf.

INERIS. 2010. « 2.7 Teinture ». Consulté le 14 avril 2015; Disponible sur

http://www.ineris.fr/ippc/sites/default/interactive/bref_text/breftext/francais/bref/chap_02_

07.htm.

Vuilleumier, J. 2015. « Latérite ». encyclopedia universalis. Consulté le 4 mai 2015 ; Disponible

sur http://www.universalis.fr/encyclopedie/laterite/.



M. Laure Carolle DA Master II EA Promotion 2014-2015 Juillet 15 Page I

ANNEXES

Tables des annexes

Annexe 1 : Carte de situation de la ville de Dano .................................................................... II

Annexe 2 : Analyse élémentaire EDS de l’échantillon de latérite de Dano ............................. II

Annexe 3 : analyse quantitative des phases par méthode de Rietveld à partir du diagramme de

diffraction des rayons enregistré sur un échantillon de latérite de Dano ................................ III

Annexe 4: Symboles et unités utilisés ..................................................................................... IV

Annexe 5 : Récapitulatif des produits utilisés .......................................................................... V

Annexe 6 : Inhibition de la réaction par le bisulfite de sodium .............................................. VI



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page II

Annexe 1 : Carte de situation de la ville de Dano

Annexe 2 : Analyse élémentaire EDS de l’échantillon de latérite de Dano



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page III

Annexe 3 : analyse quantitative des phases par méthode de Rietveld à partir du diagramme de

diffraction des rayons enregistré sur un échantillon de latérite de Dano



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page IV

Annexe 4: Symboles et unités utilisés

Symbole Signification Unités

Vi Volume initial de solution mL ou L

Vf Volume final de soluion mL ou L

R2 Facteur de corrélation -

λ Longueur d’onde nm

- milli moles mM

- Partie par million ppm

- nanomètre nm

TiO2 Oxyde de titane -

HCl Acide chlorhydrique -

H2SO4 Acide sulfurique -

HNO3 Acide nitrique -

NaOH Soude -

- normalité N

- Moles ou molarité M

- litres L

- Milli litres mL



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page V

Annexe 5 : Récapitulatif des produits utilisés

Produits chimiques/ Source

d’ions ferreux

Fournisseur Qualité/Pureté

bleu de méthylène Fluka pur

Peroxyde d’hydrogène (H2O2) Cooper 3% (m/m)

Acide sulfurique (H2SO4) VWR Prolabo chemicals 95%

Acide chlorhydrique pour

attaque acide de la latérite

(HCl)

Sigma-Aldrich ≥30%

Acide chlorhydrique pour

analyse de COT

Carlo Erba 37%

Acide nitrique (HNO3) Sigma-Aldrich ≥65%

Hydroxyde de sodium (NaOH) Sigma-Aldrich Granulé

Sel de sulfate ferreux

(FeSO4 ;7H2O)

Prolabo RP Normapur AR 99%

Sel de sulfate ferrique

(Fe2(SO4)3,5H2O)

Fluka Chemika 98%

Sulfite de sodium (Na2SO3) BDH Prolabo 97%

Eau milli-Q Q-POD MMillipore 0.055μS/cm

Latérite brute Ville de Dano Granulométrie <63µm



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page VI

Annexe 6 : Inhibition de la réaction par le bisulfite de sodium

Les pH élevé entraînent une complexation du fer avec les radicaux hydroxyles ce qui ralentit

le procédé Fenton. Nous avons décidé d’inhiber la réaction en augmentant le pH du mélange

de Fenton grâce à 2 gouttes de base forte NaOH de concentration 10N et en ajoutant du

sulfite de sodium, connu pour son pouvoir inhibiteur. Une solution mère de bisulfite de

sodium Na2SO3 de concentration 0,045mol.L-1 est préparée. Nous avons utilisé 1mL de cette

solution mère pour 25 mL de solution de mélange de Fenton (BM+H2O2+Fer). La figure

suivante illustre l’arrêt de la réaction de décoloration après ajout de sulfite de sodium.

Nous remarquons que l’ajout de bisulfite de sodium permet de stopper la réaction Fenton.

0

10

20

30

40

50

0 5 10 15 20 25 30 35 40 45 50 55 60 65

Co

nce

ntr

atio

n

Temps

Inhibition de la réaction par ajout de sulfite de sodium et d'hydroxyde de sodium

sans ajout de Na2SO3

ajout Na2SO4+NaOHaprès 5 min

ajout Na2SO4+NaoHaprès 10 min

ajout Na2SO4+NaOHaprès 30 min



M. Laure Carolle DA M2 EA Promotion 2014-2015 Juillet 2015 Page VII

ICONOGRAPHIE Image 1: Spectrophotomètre d’AM Image 2: Latérite de Dano Image3: Poudre de bleu de

méthylène

Image 4 : Effet du mode d’extraction

LL= Lit de latérite

Image 7 : Image d’une solution de bleu de méthylène avant analyse au spectrophotomètre.

(a) concentration initiale de 40 mg.L-1

(b) solution de BM de 40 mg.L-1 décolorée après 3 jours en utilisant le lit de latérite

(c) solution de BM de 40 mg.L-1 décolorée après 3 jours en utilisant le lit de latérite

(a) (b) (c)

Eau

distillée BM

décolorée

LL simple LL attaquée BM dilué à 1/25

Image 6 : Dépôt de boue

au cours du traitement

par la décoloration du BM en 24 h (AA)

Image 5 : décoloration

du BM par Fenton

produisant de flocs (AA)

dégradation de colorants d’effluents d’industries textiles

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