Schwermetallsulfid-Minerale

Als erstes wird der Sulfidschwefel der Schwermetallsulfide abiotisch durch dreiwertige Eisenionen (Fe³⁺) oxidiert, wobei diese zu Eisen(II)-ionen (Fe²⁺) reduziert werden. Das Oxidationsprodukt ist bei Monosulfiden und Chalkopyrit (CuFeS₂) elementarer Schwefel, bei Disulfiden ist Thiosulfat (S₂O₃²⁻) das Oxidationsprodukt (siehe Gleichungen 1 und 5). Eine Folge dieser Oxidation ist die Freisetzung der Schwermetalle als Kationen, die damit wasserlöslich sind und mit der Laugungsflüssigkeit transportiert werden. Die Schwermetallmobilisierung käme jedoch aus drei Gründen bald zum Erliegen, wenn sich nicht biotische Oxidationen anschließen würden: (1) Es käme zu einem Mangel an Fe³⁺, das als Oxidans für die abiotische Sulfidschwefeloxidation erforderlich ist, da bald alle Fe³⁺-Ionen zu Fe²⁺-Ionen reduziert worden wären. Dem wirkt die mikrobielle Oxidation von Fe²⁺ zu Fe³⁺ entgegen. (2) Der gebildete elementare Schwefel würde die Mineraloberflächen bedecken und den Angriff des Fe³⁺ behindern. Dem wirkt die mikrobielle Oxidation des elementaren Schwefels zu Schwefelsäure entgegen. (3) Der pH-Wert des Milieus würde durch den Verbrauch von H⁺-Ionen bei der Eisenoxidation (siehe Gleichung 2) ansteigen. Schon bei mittleren pH-Werten bildet Fe³⁺ mit Wasser schwerlösliche Verbindungen wie beispielsweise Fe(OH)₃ und FeOOH und es käme zu einer Verockerung und die Fe³⁺-Konzentration würde noch weiter sinken. Dem wirkt die mikrobielle Oxidation von elementarem Schwefel und von Thiosulfat entgegen, bei denen H⁺-Ionen gebildet werden, der pH-Wert also gesenkt wird.

Im Beispiel von Sphalerit (Zinkblende, ZnS) bewirken folgende Oxidationsreaktionen die Mobilisierung von Zink:

(1)   ${\displaystyle \mathrm {ZnS+2\ Fe^{\,3+}\longrightarrow Zn^{\,2+}+2\ Fe^{\,2+}+S^{0}} }$    abiotisch

(2)   ${\displaystyle \mathrm {2\ Fe^{\,2+}+0,5\ O_{2}+2\ H^{+}\longrightarrow 2\ Fe^{\,3+}+H_{2}O} }$    mikrobiell (Eisenoxidierer)

(3)   ${\displaystyle \mathrm {S^{0}+1,5\ O_{2}+H_{2}O\longrightarrow SO_{4}^{\,2-}+2\ H^{+}} }$    mikrobiell (Schwefeloxidierer)

(4) Summe:   ${\displaystyle \mathrm {ZnS+2\ O_{2}\longrightarrow Zn^{\,2+}+SO_{4}^{\,2-}} }$

Beispiel Pyrit (Schwefelkies, FeS₂):

(5)   ${\displaystyle \mathrm {FeS_{2}+6\ Fe^{\,3+}+3\ H_{2}O\longrightarrow 7\ Fe^{\,2+}+S_{2}O_{3}^{\,2-}+6\ H^{+}} }$    abiotisch

(6)   ${\displaystyle \mathrm {6\ Fe^{\,2+}+1,5\ O_{2}+6\ H^{+}\longrightarrow 6\ Fe^{\,3+}+3\ H_{2}O} }$    mikrobiell (Eisenoxidierer)

(7)   ${\displaystyle \mathrm {S_{2}O_{3}^{\,2-}+2\ O_{2}+H_{2}O\longrightarrow 2\ SO_{4}^{\,2-}+2\ H^{+}} }$    mikrobiell (Schwefeloxidierer)

(8) Summe:   ${\displaystyle \mathrm {FeS_{2}+3,5\ O_{2}+H_{2}O\longrightarrow Fe^{\,2+}+2\ SO_{4}^{\,2-}+2\ H^{+}} }$

Beispiel Chalkopyrit (Kupferkies, CuFeS2):

(9)   ${\displaystyle \mathrm {CuFeS_{2}+4\ Fe^{\,3+}\longrightarrow Cu^{\,2+}+5\ Fe^{\,2+}+2\ S_{0}} }$    abiotisch

(10)   ${\displaystyle \mathrm {4\ Fe^{\,2+}+O_{2}+4\ H^{+}\longrightarrow 4\ Fe^{\,3+}+2\ H_{2}O} }$    mikrobiell (Eisenoxidierer)

(11)   ${\displaystyle \mathrm {2\ S^{0}+3\ O_{2}+2\ H_{2}O\longrightarrow 2\ SO_{4}^{\,2-}+4\ H^{+}} }$    mikrobiell (Schwefeloxidierer)

(12) Summe:   ${\displaystyle \mathrm {CuFeS_{2}+4\ O_{2}\longrightarrow Cu^{\,2+}+Fe^{\,2+}+2\ SO_{4}^{\,2-}} }$

Der entscheidende primäre Angriff auf die praktisch wasserunlöslichen Schwermetallsulfide ist die abiotische Oxidation mit Fe³⁺ als Oxidans. Dabei werden die Schwermetalle als wasserlösliche Ionen freigesetzt. Diese abiotische Oxidation verläuft umso effektiver, je größer das Verhältnis von Fe(III)- zu Fe(II)-Ionen ist. Die Umsetzung käme bald zum Erliegen, wenn sich nicht die mikrobielle Eisen- und Schwefeloxidation anschließen würde.

Die Oxidation von elementarem Schwefel, Thiosulfat und Fe²⁺-Ionen dient den Mikroorganismen als Energiequelle.

Uraninit

Uran kommt in der Natur hauptsächlich als das schwer wasserlösliche Uraninit (Pechblende, UO₂) vor. Durch abiotische Oxidation mit Fe³⁺ wird das hierin vierwertige Uran zum sechswertigen Uran oxidiert, das wasserlösliche Uranyl-Ionen (UO₂)²⁺ bildet. Das dabei zu Fe²⁺ reduzierte Fe³⁺ wird durch Eisenoxidierer wieder regeneriert.

(13)   ${\displaystyle \mathrm {UO_{2}+2\ Fe^{\,3+}\longrightarrow (UO_{2})^{\,2+}+2\ Fe^{\,2+}} }$    abiotisch

(14)   ${\displaystyle \mathrm {2\ Fe^{\,2+}+0,5\ O_{2}+2\ H^{+}\longrightarrow 2\ Fe^{\,3+}+H_{2}O} }$    mikrobiell (Eisenoxidierer)

(15) Summe:    ${\displaystyle \mathrm {UO_{2}+0,5\ O_{2}+2\ H^{+}\longrightarrow (UO_{2})^{\,2+}+H_{2}O} }$

Da hierbei H⁺-Ionen verbraucht werden, steigt der pH-Wert an. Das hat zur Folge, dass Fe³⁺-Ionen zu schwer wasserlöslichen Fe(III)-Verbindungen umgesetzt werden und nicht mehr für die Oxidation von Uraninit zur Verfügung stehen. Es ist deshalb erforderlich, dass der pH-Wert niedrig gehalten wird, durch Zugabe von Säure oder – in der Praxis üblich – durch natürliches Vorhandensein oder Zugabe von Pyrit. Bei der Oxidation des Pyrits entsteht Schwefelsäure (siehe Gleichung 8).

Laugung mit heterotrophen Mikroorganismen

Die Laugung mit kohlenstoffheterotrophen Mikroorganismen nutzt deren Fähigkeit zur Bildung gesteinsauflösender Metabolite, vor allem organische Säuren wie Fettsäuren und Citronensäure, zur Produktion von Metabolit-Chelat-Komplexen. Nachteilig bei diesen Laugungsverfahren ist die Notwendigkeit, organische Stoffe als Kohlenstoff- und Energiequelle bereitzustellen.