ETUDE DU PROFIL DE CONTAMINATION DES SEDIMENTS MARINS

ETUDE DU PROFIL DE CONTAMINATION DES SEDIMENTS MARINS

Le Cuivre

Le cuivre qui existe à l’état natif est connu depuis la haute antiquité. Son nom viendrait de « cyprium » (chypre) où les romains en exploitaient des gisements importants. 

Propriétés physiques

Le cuivre est un métal qui appartient au groupe IB du t ableau de classification périodique des éléments, de numéro atomique 29 (tableau 1) et de masse atomique 63,54 g/mol. Sa structure électronique est de [Ar]3d104s1 , ce qui explique ses degrés d’oxydation +1 et +2 avec des potentiels standards de 0,522 pour le couple Cu+ /Cu et 0,345 V par rapport à l’Électrode Normale à Hydrogène (ENH) pour le couple Cu2+/Cu. Le cuivre a une densité de 8,92, une température d’ébullition de 2396°C et une température de fusion de 1083°C. Le cuivre est un métal de couleur rouge qui se cristallise dans le système cubique à faces centrées. Après l’argent (ρ=1,59µΩ. Cm), c’est le meilleur conducteur de la chaleur et de l’électricité. Il a une ténacité assez élevée et est très malléable et ductile .

Propriétés chimiques

Tous les éléments non métalliques sauf l’hydrogène, l’azote et le carbone, se combinent à chaud avec le cuivre. Avec le chlore, on obtient le chlorure cuivrique: Cu + Cl2 CuCl2 Le cuivre ne s’oxyde pas à l ’air sec, mais à l ’air humide. En présence de vapeurs acides, il se recouvre d’une couche verdâtre d’hydrocarbonate. L’oxygène sec réagit à partir de 500°C en donnant d’abord Cu2O qui fixe à son tour l’oxygène pour donner CuO suivant une réaction réversible à partir de 900°C: Cu2O + 1/2 O2 2 CuO [17] Les acides oxydants, H2SO4 concentré à chaud, HNO3 dilué à froid, réagissent en donnant le sel cuivrique correspondant et l’oxyde (SO2 ou NO) provenant de leur réduction: Cu + 2 H2SO4 CuSO4 + 2 H2O + SO2 3 Cu + 8 HNO3 3 Cu (NO3)2 + 4 H2O + 2 NO Etude du profil de contaminaion des sédiments marins à Dakar par les métaux lourds : Application au dosage du cuivre, zinc, nickel par la spectrophotométrie UV-visible et du plomb par la spectrométrie d’émission atomique Mémoire de DEA de Chimie Physique Appliquée à l’Energie Birame NDIAYE 9 Sous l’action combinée de l’oxygène et de l’ammoniaque en excès, le cuivre se dissout à la température ordinaire, en donnant une solution bleue intense appelée liqueur de Schweitzer qui résulte de la formation d’un hydroxyde complexe ayant les propriétés d’une base forte: Cu + 1/2 O2 + H2O + 4 NH3 [Cu (NH3)4] (OH)2 [18] Le cuivre est attaqué facilement par le sulfure d’hydrogène H2S en présence d’air: Cu + H2S + 1/2 O2 CuS + H2O Il se co mbine très facilement avec le soufre pour donner un mélange de sulfure cuivreux Cu2S et de sulfure cuivrique CuS. Par contre il ne réagit pas avec l’eau pure, même à haute température. Le cuivre métallique se dissout dans les solutions concentrées de cyanure par formation de complexe de cuivre(I): Cu + 2 NaCN + 1/2 O2 Na [Cu (CN)2] + NaOH + 1/2 H2

Propriétés biologiques et toxicité

Le cuivre est un élément essentiel chez l’homme et l’animal. Il a u ne importance capitale dans l’entretien des processus biologiques. Il joue un rôle important dans différents métabolismes et dans la synthèse de l’hémoglobine. Chez les animaux, on rencontre surtout du cuivre dans l’intestin et le cœur. Dans le sang des invertébrés, on trouve du cuivre dans un composé protéine analogue à l’hémoglobine appelé hémocyanine [19]. Le cuivre est relativement peu toxique, sa toxicité vis-à-vis des organismes marins dépend de sa forme chimique et son état d’oxydation. La toxicité des sels de cuivre est une question qui a été fort discutée. A faible dose, ils sont inoffensifs, mais leur ingestion fréquente en petite quantité peut présenter des inconvénients à cause de leur pouvoir antiseptique. A forte dose, ils sont vomitifs et même, dans certains cas toxiques. Le corps humain contient en moyenne 100 mg de cuivre. L’impossibilité congénitale de ne pouvoir sécréter du cuivre est connue sous le nom de maladie de Wilson [20]. Etude du profil de contaminaion des sédiments marins à Dakar par les métaux lourds : Application au dosage du cuivre, zinc, nickel par la spectrophotométrie UV-visible et du plomb par la spectrométrie d’émission atomique Mémoire de DEA de Chimie Physique Appliquée à l’Energie Birame NDIAYE 10 Chez les enfants à bas âge, un contenu élevé en cuivre dans l’eau potable et en nourriture peut contribuer au développement de dommages hépatiques graves. I.2.1.4. Sources naturelles et anthropiques Le cuivre est présent dans l’écorce terrestre à une concentration estimée à environ 70 mg/kg. Les émissions dans l’environnement peuvent avoir une origine naturelle (érosion, volcanique, végétation). Les principales sources anthropiques sont l’industrie du cuivre et des métaux en général, l’industrie du bois, l’incinération des ordures ménagères, la combustion de charbon, d’huile et d’essence et la fabrication de fertilisants. L’utilisation d’oxyde de cuivre Cu2O comme matière active des peintures antisalissure constitue une source importante de cuivre en zone portuaire [21]. 

Comportements géochimiques

Dans le milieu aquatique, le cuivre existe sous forme particulaire, colloïdale et dissoute. Il a tendance à former des complexes avec des bases fortes telles que les carbonates, les nitrates, les sulfates et les chlorures. 

Utilisations industrielles

Le cuivre est un métal d’un grand intérêt technique et vient immédiatement après le fer pour l’importance de sa production. Ses principales applications en électrotechnique et en chaudronnerie sont dues à sa grande conductibilité électrique et thermique et à sa résistance à la corrosion. Le cuivre entre dans la composition d’un certain nombre d’alliages également très utilisés comme les laitons avec le zinc; les bronzes avec l’étain, l’aluminium, le manganèse, le nickel ou le silicium [22]. Le cuivre est très largement employé dans la fabrication de matériels électriques, dans la plomberie, dans les équipements industriels, dans l’automobile, et dans les pièces de monnaie. Etude du profil de contaminaion des sédiments marins à Dakar par les métaux lourds : Application au dosage du cuivre, zinc, nickel par la spectrophotométrie UV-visible et du plomb par la spectrométrie d’émission atomique Mémoire de DEA de Chimie Physique Appliquée à l’Energie Birame NDIAYE 11 Le cuivre est également utilisé dans les éléments galvaniques comme électrolyte, dans la galvanoplaste pour la conservation du boi s et dans la production des colorants minéraux [23]. L’acétate de cuivre est utilisé comme catalyseur, notamment dans la fabrication de caoutchouc. Il est employé comme pigments pour les céramiques et les teintures, comme fongicide et insecticide. Le chlorure cuivrique est aussi un agent désodorisant et sert de fixateur pour la photographie.

Le Zinc

Le zinc est connu depuis l’antiquité. Son nom vient de l’allemand « Zink » qui signifie pointe. La métallurgie du zinc, pratiquée en chine depuis le moyen âge, a été introduite à Bristol, en Angleterre, vers 1743.

Propriétés physiques

Le zinc est un métal qui appartient au groupe IIB du tableau de classification périodique des éléments, de numéro atomique 30 (tableau 1) et de masse atomique 65,37 g/mol. Sa structure électronique est de [Ar]3d104s2 . En raison du remplissage complet de la couche 3d, le zinc est exclusivement présent sous l’état d’oxydation +2 avec un potentiel standard de -0,763 V par rapport à l’Électrode Normale à Hydrogène (ENH). Ce qui correspond au couple Zn2+/Zn. Il a une densité égale à 7,14, sa température de fusion est de 419,5°C et celle d’ébullition de 906°C. Le zinc se cristallise dans le système hexagonal; mais il se transforme à chaud vers 150°C en variété cubique. Il fond plus bas et est plus volatil que les métaux du groupe IIA. Le zinc est assez cassant à la température ordinaire, il devient malléable à 150°C. Cependant cette malléabilité disparait lorsque la température s’élève vers 250°C où il devient très fragile et même pulvérisable au mortier.

Propriétés chimiques

Le zinc est un métal blanc et brillant lorsqu’il vient d’être distillé dans le vide. Il se ternit rapidement au contact de l’air humide en se recouvrant d’une couche d’oxyde qui le Etude du profil de contaminaion des sédiments marins à Dakar par les métaux lourds : Application au dosage du cuivre, zinc, nickel par la spectrophotométrie UV-visible et du plomb par la spectrométrie d’émission atomique Mémoire de DEA de Chimie Physique Appliquée à l’Energie Birame NDIAYE 12 protège d’une attaque plus profonde. Le zinc est assez fortement réducteur, il brûle dans l’air lorsqu’il est porté au rouge: Zn + 1/2 O2 ZnO + 84 Kcal Le zinc réduit l’eau vert 600°C: Zn + H2O ZnO + H2 Plus électropositif que l’hydrogène, il est attaqué à froid par les acides non oxydants: Zn + 2 H+ Zn++ + H2 Il réagit également sur les bases alcalines en solution aqueuse, dans lesquelles il se dissout en passant à l’état de zincate: Zn + 2 NaOH Na2ZnO2 + H2 L’oxyde de zinc est irréductible par l’hydrogène; le carbone ne le réduit qu’au rouge vif en mettant le zinc en liberté. ZnO + C Zn + CO Les sels de zinc les plus courants (chlorure, sulfate et nitrate) sont solubles dans l’eau. 

Propriétés biologiques et toxicité

Comme le cuivre, le zinc est un métal essentiel, nécessaire à la vie d’un grand nombre d’organismes, en quantité généralement faible. Chez les animaux, sa co ncentration relativement élevée dans les tissus actifs, ne laisse aucun doute sur son intervention dans les phénomènes biologiques. Chez l’homme les besoins en zinc s’élève à 15 mg par jour et permettent de maintenir certaines activités enzymatiques. Cependant l’ingestion d’une grande quantité de sels de zinc peut tout même provoquer des problèmes de santé importants, comme les crampes d’estomac, les irritations de la peau, les vomissements, les nausées et l’anémie [25]. Sur les lieux de travail, la contamination au zinc peut mener à un état comparable à la grippe, appelé la fièvre du fondeur.  Le zinc présente une toxicité relative pour les organismes aquatiques à p artir de quelques milligrammes par litre et ceci en fonction de la minéralisation de l’eau et de l’espèce considérée. L’effet toxique n’est en général pas immédiat et un poisson soumis à u ne pollution accidentelle par le zinc peut rester quelques jours avant de mourir.

Sources naturelles et anthropiques

Le zinc est présent dans la nature, principalement sous forme de sulfure. Le minerai le plus courant est le sulfure de zinc appelé blende. Les apports de zinc au milieu marin sont principalement dus à la métallurgie et à la combustion du boi s et des charbons. De plus, les zones portuaires, sont soumises à la dissolution des anodes destinées à la protection des coques de bateaux contre la corrosion, et est contenu dans certaines peintures antisalissure [26]. I.2.2.5. Comportements géochimiques Le zinc se présente sous forme d’hydroxyde divalent Zn(OH)2, lorsque le pH est supérieur à 8. Il peut ainsi donner des complexes avec les ligands organiques ou se fixer sur les matières en suspension. I.2.2.6. Utilisations industrielles Le zinc est principalement utilisé pour les revêtements de protection des métaux contre la corrosion. Il entre dans la fabrication d’un certain nombre d’alliages: laiton, bronze, alliages légers [27]. Le zinc est également utilisé dans l’industrie chimique et pharmaceutique, la construction immobilière et les équipements pour l’automobile et les chemins de fer. Les composés minéraux (oxyde, chlorure, chromate, cyanure, bromure) sont utilisés comme pigments, conservateurs du bois, agents mordants, accélérateurs de vulcanisation du caoutchouc, produits de photographies ou photocopies, ainsi que pour la fabrication d’allumettes. Les dérivés organiques (acétate, stéarate, etc.) sont utilisés pour leurs propriétés antiseptiques et fongicides. 

Le Nickel

Le nickel a été découvert par le chimiste suédois Axel Fredrik Cronstedt en 1751. Son nom étymologique vient de l’allemand « kupfernickel » signifiant cuivre du diable ou de Saint Nicolas.

Propriétés physiques

Le nickel est un métal qui appartient à la série de transition du tableau de classification périodique des éléments. Il a pour numéro atomique 28 (tableau 1) et pour masse atomique 58,71 g/mol. Sa structure électronique [Ar]3d8 4s2 entraine l’existence de deux états d’oxydation +2 et +3. Son électronégativité dans l’échelle de Pauling est de 1,1. Le potentiel standard du couple Ni2+/Ni est de -0,25 V par rapport à l’Électrode Normale à Hydrogène (ENH). Le nickel a une densité de 8,9. Sa température de fusion est de 1453°C et celle d’ébullition de 2730°C. Il est blanc très légèrement jaunâtre et ne cristallise que sous forme cubique à faces centrées. Le nickel possède d’excellentes propriétés mécaniques. Il est à la fois résistant aux efforts mécaniques et facilement malléables et ductiles. Le nickel est ferromagnétique. Son moment magnétique ne correspond qu’à un électron célibataire. Sa conductibilité électrique est relativement faible et possède d’excellentes propriétés catalytiques. I.2.3.2. Propriétés chimiques L’activité du nickel est faible. Ses réactions chimiques sont comparables à celles du fer. C’est un métal qui ne corrode que très difficilement. Il réagit lentement avec l’acide chlorhydrique et l’acide sulfurique. Ni + 2 HCl NiCl2 + H2 Ni + 2H2SO4 NiSO4 + SO2 + 2 H2O L’air et l’eau n’attaquent pas le nickel à l a température ordinaire. Cependant, il est pyrophorique, sous forme de poudre à b asse température. Il brûle comme le fer dans l’oxygène lorsqu’il est porté au rouge [28]. Etude du profil de contaminaion des sédiments marins à Dakar par les métaux lourds : Application au dosage du cuivre, zinc, nickel par la spectrophotométrie UV-visible et du plomb par la spectrométrie d’émission atomique Mémoire de DEA de Chimie Physique Appliquée à l’Energie Birame NDIAYE 15 Le nickel en poudre chauffé avec du soufre, du sélénium ou du ni trate d’ammonium peut réagir vivement. Il donne des réactions à chaud également avec le phosphore, l’arsenic, le bore, le carbone et le silicium. Il réduit un certain nombre d’oxydes ou d’ hydroxydes métalliques, notamment les hydroxydes alcalins [29]. Le nickel tétra-carbonyle Ni(CO)4 se décompose en nickel pur et en monoxyde de carbone lorsqu’il est chauffé à 200°C: Ni(CO)4 Ni + 4 CO Le nickel, surtout à l’état divisé, catalyse un gr and nombre de réactions organiques comme l’hydrogénation, la déshydrogénation, l’oxydation, la condensation, la cyclisation, l’isomérisation, …etc. Certains de ses a lliages et composés possèdent des propriétés analogues.

Propriétés biologiques et toxicité

Le nickel est un oligo-élément. Chez l’homme, le nickel et ses composés inorganiques sont considérés comme étant assez peu toxiques. Ils peuvent cependant entrainer des troubles cutanés chez les personnes qui les manipulent régulièrement. En revanche, certains composés organiques sont extrêmement toxiques (nickel tétracarbonyle) et possèdent un fort potentiel allergène et mutagène. Les vapeurs et poussières de Ni sont sans doute cancérogènes au même titre que certains autres composés du nickel. La toxicité du nickel pour les organismes marins est considérée comme faible. Ses effets entrainent l’anomalie du développement larvaire des bivalves [30]. Il est cependant difficile de séparer l’action du nickel et celle d’éléments associés comme l’arsenic et le chrome. Il n’existe pas de valeur seuil fixée par l’union européenne portant sur la contamination des coquillages