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Atmospheric Science
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L'impact des activités humaines qui perturbent la couche d'ozone est de plus en plus évident au regard des 20 dernières années, surtout depuis la première hypothèse de la communauté scientifique que le rejet des chloro-fluoro-carbures (CFC) dans l'atmosphère pourrait réduire la quantité d'ozone au-dessus de nos têtes.
La présence des produits (composés chlorés) résultant de la décomposition de ces gaz a été détectée dans la stratosphère. Après la découverte du trou d'ozone, le lien fut rapidement établi avec l'augmentation de ces composés chlorés. Cette perte d'ozone n'est pas uniquement restreinte au continent antarctique - à peu près à la même époque fut également démontré que l'ozone diminuait aux moyennes latitudes de l'hémisphère Nord (30-60N), région à très forte densité de population. Mais, contrairement à la brusque et quasi-totale destruction de l'ozone à certaines altitudes en Antarctique, la perte d'ozone aux moyennes latitudes est beucoup moins forte et plus lente - "seulement" moins de 1 % par an. Néanmoins, cette tendance est très préoccupante et fait actuellement l'objet de nombreuses et intenses recherches scientifiques. Vous pouvez vous reporter en partie IV afin d'en savoir plus sur les activités menées à Cambridge dans ce domaine.
Beaucoup de ces connaissances ont depuis été renforcées par l'apport de nombreuses études scientifiques au niveau international mettant en oeuvre des satellites, des avions, des ballons et des stations de mesures au sol. La partie IV vous fournira plus de détails quant à certains de ces programmes internationaux de recherche.
Afin de comprendre comment et dans quelles conditions l'ozone est détruit, on peut décrire le phénomène comme une recette de cuisine. Plusieurs ingrédients sont nécessaires pour aboutir à une destruction d'ozone. Nous allons maintenant les décrire un à un.
Commençons par étudier la manière dont se comporte l'atmosphère au-dessus des pôles - les caractéristiques de la météorologie de la stratosphère.
La figure de droite représente schématiquement ce qui se passe au-dessus
de l'Antarctique pendant l'hiver. Durant la nuit polaire australe, la
lumière solaire ne peut éclairer le pôle Sud. Un vent violent circumpolaire
se développe alors dans la moyenne et basse stratosphère. Ce vent est
connu sous le nom de
"tourbillon polaire"
ou encore de "vortex polaire".
Il a pour effet d'isoler l'air situé aux latitudes polaires du reste de
l'atmosphère terrestre.
Tant que l'obsurité demeure, l'air à l'intérieur du tourbillon polaire peut y devenir très froid. Si froid que des nuages spéciaux peuvent alors se former si la température descend en-dessous d'environ -80 C. Ces nuages sont appelés nuages stratosphériques polaires (PSC pour Polar Stratospheric Clouds en anglais) mais ce ne sont pas des nuages comme on en voit communément dans le ciel, car ces derniers sont composés essentiellement de gouttes d'eau. Dans un premier temps, les PSC se forment d'abord avec des particules d'acide nitrique tri-hydratés. Mais si la température continue à décroître, peuvent alors se former de plus grosses particules de glace avec de l'acide nitrique dissous à l'intérieur de ces particules. Malgré tout. la composition exacte de ces particules est toujours l'objet d'intenses observations scientifiques. La présence de ces PSC est cruciale pour qu'une destruction d'ozone puisse avoir lieu.
Donc, nous avons désormais nos deux premiers ingrédients pour composer cette recette afin de détruire de l'ozone, à savoir:
Il est maintenant reconnu que la présence de composés chlorés et bromés dans l'atmosphère est à l'origine de la destruction observées de l'ozone lors des phénomènes de trous d'ozone en Antarctique et au-dessus du pôle Nord. Néanmoins, l'importance relative des composés chlorés et bromés causant la destruction de l'ozone dans différentes régions de l'atmosphère n'a pas encore été clairement déterminée. Environ la totalité des espèces chlorées et la moitié des espèces bromées proviennent des activités humaines.
La figure ci-dessus représente le cycle des CFC; comment ils sont
transportés vers la haute stratosphère / basse mésosphère, comment le
rayonnement solaire décompose ces molécules et comment les produits
résultant de cette décomposition descendent à l'intérieur du
tourbillon polaire.
Les principaux vecteurs pour les espèces inorganiques à longue durée de vie, appelées espèces réservoirs de chlore sont l'acide chlorhydrique (HCl) et le nitrate de chlore (ClONO2). Ils se forment à partir des produits de décomposition des CFC. Le pentoxyde d'azote (N2O5) est une espèce réservoir des oxydes d'azote, mais joue également un rôle important dans la chimie stratosphérique. L'acide nitrique (HNO3) est important car il maintient des niveaux élevés de composés chlorés actifs, comme nous le verrons par la suite.
Un des points les plus importants à propos de la chimie du trou d'ozone et dont il faut bien se rendre compte, est que les réactions chimiques clés sont inhabituelles. Elles ne peuvent pas se dérouler dans l'atmosphère en dehors de la présence de certaines conditions: les deux premiers ingrédients de notre recette pour détruire l'ozone.
Le point central de cette chimie inhabituelle est le fait que les réservoirs HCl et ClONO2 (ainsi que leurs pendants parmi les espèces bromées) sont convertis sous des formes chlorées beaucoup plus réactives à la surface des nuages stratosphériques polaires. Les réctions les plus importantes pour la destruction de l'ozone sont:
Il est important de noter que ces réactions ne peuvent avoir lieu qu'à la surface des nuages stratosphériques polaires, et qu'elles y sont très rapides. Ceci est la raison pour laquelle la découverte du trou d'ozone causa une telle surprise : les processus de chimie hétérogène (ceux qui se déroulent sur des surfaces solides) étaient négligés en chimie atmosphérique (du moins pour la stratosphère) avant la découverte du trou d'ozone. Ces réactions de chimie hétérogène qui permettent aux espèces réservoirs du chlore et du brome de se convertir très rapidement sous des formes beaucoup plus réactives, sont donc un nouvel ingréient de la destruction de l'ozone.
HCl + ClONO2 -> HNO3 + Cl2 (1) ClONO2 + H2O -> HNO3 + HOCl (2) HCl + HOCl -> H2O + Cl2 (3) N2O5 + HCl -> HNO3 + ClONO (4) N2O5 + H2O -> 2 HNO3 (5)
L'acide nitrique (HNO3) formé par les précédentes réactions demeure parmi les particules des PSC, donc les concentrations des oxydes d'azote en phase gazeuse s'en trouvent réduites. Cette réduction (dénoxification dans le jargon de la chimie atmosphérique) est très importante car elle ralentit la disparition de ClO qui autrement, aurait lieu au moyen de la réaction :
(où M représente une quelconque molécule d'air)
ClO + NO2 + M -> ClONO2 + M (6)
... et donc aide à maintenir un niveau élevé de chlore actif. Vous pouvez trouver ici des informations supplémentaires sur les nuages stratosphériques polaires.
Ce film montre une simulation tri-dimensionnelle du nitrate de chlore (ClONO2) et comment celui-ci évolue au cours d'un hiver dans la stratosphère de l'hémisphère Nord. Rappelez-vous que ClONO2 est détruit lorsque des PSC se forment, donc rien n'est visible durant la première partie de l'animation. Mais au retour de la lumière solaire sur la région précédemment plongée dans la nuit polaire en Articque, les niveaux de ClONO2 commencent alors à s'élever. Cela se produit d'abord à la limite du tourbillon polaire où le nitrate de chlore s'enroule tout-autour de celui-ci, prenant la forme d'un collier.
L'évolution de ClONO2 au-dessus du pôle Nord pendant l'hiver 1994
(3.4 Mb)L'évolution de ClONO2 au-dessus du pôle Nord pendant l'hiver 1994
(554 Kb)
L'évolution de ClONO2 au-dessus du pôle Nord pendant l'hiver 1994
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Dans un premier temps, seul le chlore moléculaire (Cl2) a été formé à partir des réactions (1)-(5). La destruction d'ozone requiert quant-à elle l'existence de chlore atomique.
Le chlore moléculaire est rapidement photodissocié ("cassée" par la lumière solaire) :
Ceci est le point-clé régulant la date d'occurence du trou d'ozone. Pendant l'hiver aux latitudes polaires, de basses températures que l'on trouve à l'intérieur du tourbillon polaire entraînent la formation de nuages stratosphériques polaires. Des réactions de chimie hétérogènes convertissent alors les formes réservoirs des espèces chlorées et bromées détruisant l'ozone sous leur forme moléculaire. Lorsque le soleil éclaire à nouveau les régions polaires au printemps austral (soit l'automne au même moment dans l'hémisphère Nord), la molécule de chlore Cl2 est rapidement dissociée en atomes de chlore qui conduisent à la destruction rapide et soudaine de l'ozone. Cette succession de processus est confirmée par des mesures avant, pendant et après le trou d'ozone.
Cl2 + hv -> Cl + Cl
Il reste encore un dernier ingrédient à rajouter à notre recette de destruction de détruire de l'ozone. Nous avons la majeure partie mais n'avons pas encore décrit les réactions chimiques de destruction de l'ozone par le chlore atomique.
Les observations des espèces chimiques effectuées au-dessus du pôle montrent des niveaux élevés des formes réactives du chlore pour les raisons que nous avons décrites ci-dessus. Néanmoins, il existe beaucoup plus de molécules d'ozone que de chlore actif. Comment est-il alors possible de détruire la quasi-totalité de l'ozone ?
La réponse à cette question réside dans ce qui est connu en chimie sous le terme de "cycles catalytiques'. Un cycle catalytique est tel qu'une seule molécule change significativement ou rend possible un cycle de réactions chimiques sans que cette molécule ne soit elle-même affectée par ce cycle.
La production des formes actives des espèces chlorées nécessite de la lumière. Donc, la présence de lumière solaire contrôle les cycles catalytiques suivants qui sont les cycles principaux incluant les espèces chlorées et bromées et détruisant l'ozone:
(I) ClO + ClO + M -> Cl2O2 + M Cl2O2 + hv -> Cl + ClO2 ClO2 + M -> Cl + O2 + M alors: 2 x (Cl + O3) -> 2 x (ClO + O2) au total: 2 O3 -> 3 O2 et (II) ClO + BrO -> Br + Cl + O2 Cl + O3 -> ClO + O2 Br + O3 -> BrO + O2 au total: 2 O3 -> 3 O2
La forme dimérique (Cl2O2) du monoxyde de chlore présente dans le cycle (I) est thermiquement instable et le cycle est d'autant plus efficace que la température est basse. Donc, une fois encore, les très basses températures à l'intérieur du tourbillon polaire pendant l'hiver sont importantes à la réalisation de ces cycles. On pense qu'ils sont responsables à hauteur de 70 % de la destruction d'ozone en Antarctique. En Arctique, moins froid que l'Antarctique, une partie plus importante de la destruction de l'ozone serait due au cycle (II).
Nous avons donc passé en revue les ingrédients et les conditions nécessaires à la destruction de l'ozone telle qu'elle est observée en Antarctique. Ils s'appliquent également plus ou moins à la perte de l'ozone de la stratosphère en Arctique durant l'hiver, bien que la destruction soit moins importante dans cette dernière région.
Pour récapituler, les conditions requises à la destruction de l'ozone stratosphérique sont:
- Que l'hiver polaire génère un tourbillon polaire qui isolera l'air intérieur du reste de l'atmosphère.
- Des températures suffisamment basses à l'intérieur de ce tourbillon polaire pour créer des nuages stratosphériques polaires (PSC). L'air du tourbillon polaire étant isolé, les basses températures et les PSC demeureront tout au long de l'hiver.
- Une fois réalisée la formation de PSC, la prénce de réactions de chimie hétérogène qui se déroulent et convertissent les espèces réservoirs - inoffensives pour l'ozone - des composés chlorés et bromés sous des formes plus réactives - nuisibles à l'ozone.
- Aucune destruction d'ozone n'a lieu avant que l'air intérieur au tourbillon polaire ne soit éclairé, ensoleillement qui permet la production de composés chlorés actifs et donc initie les cycles catalytiques de destruction de l'ozone. La perte d'ozone qui s'ensuit est alors rapide. Actuellement, le trou d'ozone s'étend sur un domaine géographique légèrement supérieur à celui du continent antarctique, et sur environ une dizaine de kilomètres d'altitude dans la basse stratosphère.
Partie IV: les travaux de recherche
actuellement menés à Cambridge
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Dr. Glenn Carver.
Le concept originel et le graphisme sont d'Owen Garrett.
Traduction française : Dr. Hubert Teyssèdre & Dr. Marielle Guirlet.
