Organisation de l`atmosphère et couche d`ozone Métrologie et

MECANISMES DE DESTRUCTION DE LA COUCHE D’OZONE
Jean-Pierre Sawerysyn
Physico-chimie des Processus de Combustion et de l’Atmosphère
UMR-CNRS 8522
Université des Sciences et Technologies de Lille I
Comment se forme l’ozone au
niveau de la stratosphère? Comment est-il détruit ?
Comment l’équilibre résultant des processus
naturels de formation et de destruction de l’ozone
est-il perturbé par les activités humaines ?
Cet article se propose de répondre à ces
différentes questions en rappelant brièvement les
divers facteurs qui ont alimenté la problématique
de la couche d’ozone. L’impact des activités
humaines et particulièrement le rôle joué par les
CFC sur la destruction de la couche d’ozone ainsi
que les solutions proposées pour en réduire les
effets nocifs sont exposés et discutés.
Organisation de l’atmosphère et
couche d’ozone
L’atmosphère terrestre est subdivisée
en plusieurs couches dont le passage de l’une à
l’autre est caractérisé par une inversion de température. Ainsi, du sol à 12 km environ d’altitude (à
notre latitude) est définie la troposphère, séparée
de la stratosphère (12-50 km d’altitude) par une
zone d’inversion de température appelée tropopause (Fig . 1). Quand on examine la répartition
de l’ozone dans l’atmosphère, on constate que la
concentration la plus élevée se situe entre 25 et 30
kilomètres d’altitude dans la stratosphère : c’est la
couche d’ozone. En fait, la concentration de l’ozone dans l’atmosphère est soumise à une très
grande variabilité spatio-temporelle aussi bien en
fonction de l’altitude qu’en fonction de la latitude
du point terrestre considéré. Ainsi, si l’on s’attend
à une production photochimique maximale de l’ozone à l’équateur, les phénomènes de transport
impliqués dans la distribution spatiale de l’ozone
conduisent en fait à une augmentation de la
concentration de l’ozone stratosphérique de l’équateur aux pôles. De fait, la concentration de l’ozone à un instant et à une coordonnée fixés résulte
de couplages de phénomènes complexes de type
radiatif, chimique, climatique et hydrodynamique.
Dans la suite de cet exposé, on se limitera essentiellement :
2
Figure1 : Profil vertical de la concentration de
l’ozone atmosphérique
-
aux aspects radiatifs, pour expliquer la
chimie observée ;
aux aspects hydrodynamiques, pour
expliquer le brassage des espèces mises en jeu et certains phénomènes observés au niveau des pôles.
Métrologie et Ozone :
La concentration de l’ozone dans
la colonne atmosphérique s’exprime en unités
Dobson, du nom de G.M.B DOBSON qui fut
l’un des premiers scientifiques à étudier (de
1920 à 1960) l’ozone stratosphérique. Pour
quantifier l’ozone à partir du sol, il conçut un
spectromètre d’absorption permettant de mesurer les intensités des rayons UV solaires à
quatre longueurs d’onde différentes, deux longueurs d’onde étant absorbées par l’ozone,
deux ne l’étant pas. Le spectromètre
« Dobson » continue à être une référence pour
toutes les mesures de l’ozone total. Le principe de mesure est le suivant : il s’agit de définir une colonne d’air de section 5°×10° de latitude
et longitude. Si l’on rapporte la quantité d’ozone
contenue dans cette section au sol, on définit
alors une couche uniforme d’ozone d’une
certaine épaisseur dans les conditions normales
de température et de pression (0°C et 1013 hPa).
Par définition, une unité Dobson représente la
quantité d’ozone contenue dans une couche
d’épaisseur de 0,01 mm. Ainsi, au niveau du
Labrador, si l’épaisseur est de 3 mm, la
concentration de l’ozone total sera de 300 unités
Dobson.
et contribuer à la destruction de la couche d’ozone. Il s’agit du méthane CH4 (principalement
d’origine naturelle, fermentation de matière organique …), et de l’oxyde nitreux N2O (sols,
océans, biomasse, industries). A ces deux composés, il faut ajouter des espèces halogénées RX
(X = Cl, Br ou I) émises par les océans (CH3X)
accédant plus ou moins à la stratosphère, et surtout les ChloroFluoroCarbures (CFC : CF3Cl,
CF2Cl2, ..) qui ont été massivement produits depuis la seconde guerre mondiale, en raison de
leurs propriétés exceptionnelles (faible toxicité,
miscibilité avec l’eau et l’huile, ininflammabilité,
Comment
se forme l’ozone au pouvoir solvant, etc..). Cependant, leur production marqua le pas à partir de 1974 en raison de
niveau de la stratosphère ?
la saturation de certains débouchés et des preL’ozone (O3) est formé dans la stra- mières inquiétudes soulevées par l’article de
tosphère par recombinaison des molécules de M.G MOLINA et F.S ROWLAND (Nature,
dioxygène avec les atomes d’oxygène résultant 1974) ayant attiré l’attention de la communauté
de la photolyse du dioxygène initiée par les scientifique sur les effets potentiellement néfastes des CFC sur la couche d’ozone.
rayons UV solaires :
O2 + hν (λ< 240 nm) → O ( 3P) + O ( 3P)
3
O( P) + O2 + M → O3 + M
Chimie et dynamique
(M = O2 ou N2)
Le méthane, l’oxyde nitreux et les
A ces processus de formation s’opposent des composés halogénés (principalement les compoprocessus de destruction par photolyse et attaque sé issues de l’activité humaine) CFC ont une durée de vie suffisamment longue dans la troposradicalaire de l’ozone lui-même :
phère pour y subir un brassage important et, par
1
un processus d’éjection, entrer dans la stratosO3 + hν (λ< 310 nm) → O ( D) + O2
1
phère où les rayons UV du soleil sont particulièO3 + O ( D) → O2 + O2
(lente)
rement énergétiques. Ces composés vont alors
Ces quatre réactions définissent le cycle proposé être photo-dissociés et libérer des espèces radipar S. CHAPMAN en 1930. Elles conduisent à calaires très réactives telles que OH, NO et Cl
une concentration photo-stationnaire de l’ozone qui vont à leur tour donner naissance à de noustratosphérique dont la valeur calculée demeure veaux processus chimiques et de nouvelles espèlargement excédentaire par rapport à celle réelle- ces radicalaires (HO2, ClO,..) ou moléculaires
(NO2, HO2NO2, HCl, …). Molécules et radicaux
ment observée au niveau de la stratosphère.
peuvent
interagir et former deux types d’espèQuels sont les autres phénomènes susceptibles de
ces
moléculaires
:
renforcer les processus de destruction de l’ozone
•
des
espèces
dites « réservoirs » telles que
dans la stratosphère ?
HO2NO2, ClONO2, HOCl, …), qui en stockant certains radicaux, limitent leurs capacités à détruire l’ozone,
Les autres sources de destruction.
• des espèces dites « puits » telles que HCl,
HNO3, H2O2, très solubles dans l’eau, qui
Pour rendre compte de la concentrasont lessivées et retombent dans la tropostion réelle de l’ozone stratosphérique, il est néphère (et disparaissent ainsi de la stratoscessaire de supposer l’intervention d’autres prophère).
cessus chimiques de destruction que ceux imaginés par CHAPMAN. Ainsi, il existe des composés moléculaires minoritaires, d’origine naturelle Mais quel est l’impact de cette nouvelle chimie
et/ou anthropogénique1, qui ont un temps de ré- radicalaire sur la couche d’ozone ?
sidence dans la troposphère suffisamment long Pour expliquer l’écart entre les valeurs calculées
3
(à partir du cycle de CHAPMAN) et mesurées de
la concentration de l’ozone, il est nécessaire –
comme l’ont proposé MOLINA et ROWLAND
pour les espèces chlorées, de postuler l’intervention de nouveaux cycles catalytiques de destruction de l’ozone, ces cycles étant initiés par les
radicaux formés par la photolyse des composés
moléculaires qui atteignent la stratosphère.
Prenons l’exemple d’un CFC, le CFC-11
(CFCl3). Libéré dans la troposphère par les activités humaines, ce composé a une réactivité troposphérique avec les radicaux OH si faible que
sa durée de vie moyenne dans la troposphère est
évaluée à 60 ans. Ce temps de séjour et les processus dynamiques agissant dans la troposphère
lui permettent de parvenir à la stratosphère et y
subir l’action des rayons UV. Deux réactions de
photodissociation peuvent avoir lieu, avec des
rendements quantiques relativement importants :
CFCl3 + hν → CFCl2 + Cl
CFCl3 + hν → CFCl + 2 Cl
(a)
(b)
En effet, les atomes de chlore impliqués dans
ces cycles étant régénérés, peuvent détruire
plusieurs centaines de milliers de molécules
d’ozone tant qu’ils n’ont pas réagi avec une
autre molécule pour donner un composé
« puits » qui sera lessivé.
Bien entendu, l’appauvrissement de la couche
d’ozone ne peut être réduit qu’en limitant les
é m i s s i o n s d e p o l l u a n t s d ’ o r i gi n e
anthropogénique. C’est le cas des CFC qui sont
les sources principales d’atomes de chlore. Par
ailleurs, MOLINA observa que la contribution
relative des différents cycles sur la destruction
de l’ozone variait en fonction de l’altitude.
Ainsi, le traitement des modèles chimiques
correspondant aux différents cycles catalytiques
impliquant les couples NO/NO2 (NOx), OH/
HO2 (HOx) et Cl/ClO (ClOx), montre une
contribution plus importante des NOx à basse
altitude, des ClOx aux altitudes moyennes
(cycle d’oxydation), et des HOx aux altitudes
élevées (photolyse).
le rendement quantique définissant le nombre
d’atomes de chlore libérés par quantum d’énergie
absorbé. A 214 nm, le rendement quantique de la
réaction (a) est quasiment égal à 1. Cette capacité
à libérer des atomes de chlore qui vont par la
suite initier de nouveaux cycles de destruction de
l’ozone est exploitée pour définir le potentiel de
destruction de l’ozone ou ODP (Ozone Depletion
Potential). Le CFC-11 servant de référence à la
définition de ce potentiel aura donc un ODP égal
à 1.
Cycles catalytiques de destruction
de O3
L’appauvrissement de la couche
d’ozone observé aux latitudes moyennes est
attribué aux cycles catalytiques de destruction de
l’ozone suivants :
X + O3 → XO + O2
XO + O → X + O2
----------------------O3 +O → O2 + O2
avec X = Cl, NO ou OH.
Ces réactions de catalyse homogène vont donc
renforcer la destruction de l’ozone.
4
Figure 2 : Contribution relative des différents
cycles catalytiques à la destruction de l’ozone
stratosphérique
Le trou d’ozone
Ce phénomène est observé
périodiquement au-dessus de l’Antarctique,
dès la réapparition du soleil annonçant le
printemps austral. Il se traduit par une
décroissance significative des valeurs
moyennes de l’ozone total :
Figure 3 : Mesures de l’ozone total à Halley Bay
de 1955 à 1995.
Figure 4 : Situation exceptionnelle du 3 septembre 2000
Ainsi, les valeurs moyennes
mesurées au sol à la station HALLEY BAY au
cours du mois d’octobre de 1955 à 1995 (Fig. 3),
passent d’un niveau équivalent de 300 à 100
unités Dobson. L’évolution de ces mesures a été
confirmée à partir de l’instrument satellitaire
TOMS (Total Ozone Mapping Spectrometer).
Chaque année, ce phénomène apparaît mais il est
plus ou moins accentué selon les années.
Comment interpréter cet abaissement
considérable de la valeur moyenne de l’ozone
au-dessus de l’Antarctique ?
Conditions de formation du trou
d’ozone
Deux conditions paraissent
essentielles pour observer ce phénomène. La
p r e mi è r e c o n c e rn e l e s c o n d i t i o n s
météorologiques, qui se caractérisent d’une
part, par une absence de soleil durant les 6 mois
de l’hiver polaire conduisant à un abaissement
des températures jusqu’à – 80 °C et d’autre
part,
par la création d’une circulation
tourbillonnaire (vortex) des couches d’air
produisant un confinement des molécules. Cette
situation est typique du pôle Sud.
Figure 2 : Moyennes mensuelles pour différents
mois d’octobre de O3 total, mesuré par
l’instrument satellite TOMS.
Figure 5 :
En septembre 2000, le trou d’ozone
couvrait une surface trois fois plus importante que
celle de 1998. Il s'étala sur un secteur important
de l’Atlantique et jusqu’à la pointe de l’Amérique
du sud.
Trajectoire
d
e
particules
illustrant
l’existence
d’un vortex
au-dessus de
l’Antarctiqu
5
Ces très basses températures, combinées avec le
vortex, donnent naissance à des nuages
stratosphériques polaires. L’apparition de ces
nuages définit la seconde condition de
l’observation du trou d’ozone. Cette condition
est indispensable car en l’absence de nuages,
aucun trou d’ozone ne peut être observé.
Cependant, le facteur déterminant cette cascade
de phénomènes reste l’obtention de basses
températures.
Deux types de nuages polaires ont été
identifiés : le premier (type 1) est constitué de
particules solides ou liquides d’acide nitrique
trihydraté portées à des températures voisines de
195 K, le second (type 2) est formé de cristaux
de glace pure soumis à des températures voisines
de 188 K. et se situe à 25 kilomètres environ
d’altitude.
L’apparition des nuages polaires favorise
l’adsorption de certaines molécules normalement
présentes en phase gazeuse, telles que N2O5, dont
la photolyse aurait libéré NO2 qui lui-même
aurait pu réduire l’abondance des radicaux X et
XO (X= Cl ou Br) en les stockant sous la forme
de molécules-réservoirs XNO2 et XONO2. Les
nuages polaires induisent donc une
dénoxification de la stratosphère au profit des
espèces radicalaires présentes de type X/XO.
Durant tout l’hiver, en absence de soleil, les
molécules–réservoirs piégées dans le vortex vont
ainsi s’adsorber sur les particules solides des
nuages et y développer une chimie hétérogène
tout à fait particulière qui, jusqu’à présent,
n’avait pas été prise en compte dans les modèles
de chimie atmosphérique. C’est pourquoi la
découverte du trou d’ozone à partir des mesures
au sol et des observations satellitaires fut
totalement inattendue. Mais comment expliquer
l’apparition soudaine du trou d’ozone au
printemps, dès que le soleil apparaît?
Chimie hétérogène
La disparition de l’ozone dès l’apparition
du soleil est nécessairement liée à l’intervention
de nouvelles réactions de photolyse dont les
produits radicalaires initieraient de nouveaux
cycles catalytiques de destruction de l’ozone.
Ces nouvelles réactions de photolyse devraient
mettre en cause des composés moléculaires
libérés et accumulés en phase gazeuse pendant
6
compte de la conversion d'espèces-réservoirs en
espèces gazeuses photodissociables. Les
réactions hétérogènes principalement envisagées
sont les suivantes :
HCl(s) + ClONO2(ads) → HNO3(s) + Cl2(g)
HCl(s) + HOCl(ads) → H2O(s) + Cl2(g)
HCl(s)+N2O5(ads) → HNO3(s) + ClNO2(g)
H2O(s) + ClONO2(ads) → HNO3(s) + HOCl(g)
H2O(s) + N2O5(ads) → HNO3(s) + HOCl(g)
Dès l’apparition du soleil, Cl2, ClNO2 et
HOCl libérés en phase gazeuse, sont alors
photodissociés et génèrent de nouveaux radicaux
Cl, OH et ClO.
Nouveaux cycles catalytiques de
destruction
Trois cycles, étudiés en laboratoire, ont été
proposés pour expliquer la destruction
considérable de l’ozone stratosphérique au
printemps polaire :
Cycle I (SALOMON et al., 1986) :
Cl + O3 → ClO + O2
OH + O3 → HO2 + O2
ClO + HO2 → HO2 + O2
HOCl + h ν → OH + Cl
O 3 + O3 → O 2 + O2 + O2
Cycle II (Mc ELROYet al., 1986) :
Cl + O3 → ClO + O2
Br + O3 → BrO + O2
BrO + ClO → Br + Cl + O2
-----------------------------------------O 3 + O3 → O 2 + O2 + O2
Cycle III (MOLINA &MOLINA., 1987) :
2 × (Cl + O3 → ClO + O2 )
ClO + ClO +M → Cl2O2 + M
Cl2O2 + h ν → ClO2 + Cl
ClO2 + M → Cl + O2 + M
-----------------------------------------O 3 + O3 → O 2 + O2 + O2
Le cycle I ne pouvant pas expliquer notamment
l’anti-corrélation existant entre le brome et
l’ozone (quand la concentration du brome
augmente, celle de l’ozone diminue), il a été
nécessaire d’envisager le cycle II. Le cycle III
permet de rendre compte du rôle potentiellement
joué par le dimère Cl2O2.
L’apparition du trou d’ozone a permis de
mettre en lumière le rôle particulièrement néfaste
des émissions d’espèces chlorées telles que les
CFC dans la troposphère. Sous la pression de la
communauté scientifique internationale,
amplifiée par les médias, des mesures
réglementaires (voir paragraphe suivant) sont
alors prises pour programmer à terme l’arrêt
définitif de toute utilisation des CFC. Mais
comment remplacer ces composés dont les
utilisations comme agents gonflants (mousses
plastiques isolantes), solvants (électronique,
industries mécaniques, dégraissage-nettoyage),
agents propulseurs d’aérosols dans les bombes
(laque, parfum, déodorant, mousse à raser,…) et
comme fluides frigorigènes (réfrigérateurs,
congélateurs, chambres froides, climatiseurs)
étaient si nombreuses et appréciées sur le plan
industriel?
Sur le plan scientifique, le choix des
nouvelles molécules a été guidé d’une part, par la
nécessité de réduire voire d’éliminer totalement
les atomes de chlore de leur composition
chimique (le chlore étant le principal responsable
de la destruction de l’ozone stratosphérique) et
d’autre part, de favoriser leur transformation
chimique dans la troposphère afin qu’ils ne
puissent pas atteindre la couche d’ozone. La
durée de vie des polluants gazeux émis dans la
troposphère étant déterminée par rapport à leur
réactivité avec les radicaux OH, la solution la
plus simple a constitué à fragiliser leur structure
par rapport aux radicaux OH en remplaçant les
atomes de chlore par des atomes d’hydrogène.
Deux grandes familles de composés ont alors été
proposés comme substituts des CFC : les
HydroChloroFluoroCarbures (HCFC) et les
HydroFluoroCarbures (HFC). Le tableau 1
permet de comparer certaines caractéristiques
environnementales (durée de vie troposphérique
et ODP) de quelques HCFC et HFC par rapport à
celles des CFC les plus utilisés.
Substitution des CFC
Compte tenu de la très grande
variété des utilisations des CFC, de nouveaux
composés adaptés à chaque utilisation devaient
être mis au point pour les remplacer. Afin
d’évaluer les impacts potentiels des composés
proposés comme substituts de CFC sur
l’environnement, la santé humaine et la sécurité
des utilisateurs, 17 sociétés chimiques
productrices de CFC se sont alors regroupées
pour promouvoir et financer sur le plan
international deux programmes d’études et de
recherche intitulés respectivement:« Alternative
Fluorocarbon Environmental Acceptability
Study » (AFEAS) et « Programme for
Alternative Fluorocarbon Toxicity
Testing (PAFT)». Ces deux programmes, lancés
à partir de 1988, mobilisèrent de nombreux
laboratoires de recherches universitaires et
industrielles pendant plusieurs années et firent
l’objet de réunions internationales au sein
desquelles les résultats furent confrontés et
discutés. La démarche employée pour
caractériser sur les plans environnement, santé et
Tableau 1 : Caractéristiques de quelques CFC,
HCFC et HFC (voir annexe pour la
nomenclature)
Actuellement, les voitures équipées d’une
installation d’air conditionné utilisent le HFC134a comme fluide frigorigène. Le fait que sa
durée dans la troposphère soit plus longue que
certains HCFC n’a pas d’importance car son
ODP est nul puisqu’il ne comporte aucun atome
de chlore. De nouveaux cycles incluant les
radicaux CF3 ont également été étudiés en
laboratoire, mais il a été démontré que ces
cycles,
base du couple CF3O2/CF3O .ne
pouvaient pas contribuer à la destruction de la
couche d’ozone.
7
•
Réglementations et évolution :
Entré en vigueur le 1er janvier 1989,
le Protocole de Montréal a eu pour objectif de
réduire de 50% à l’horizon 1999 la production et
la consommation des cinq CFC les plus utilisés
( les CFC-11, 12, 113, principalement) et de trois
composés bromés (halons) par rapport au niveau
de 1986. Cet accord constituait le premier accord
de coopération internationale en matière de
protection de l’environnement. Les mesures
préconisées par cet accord s’étant avérées
insuffisantes, le Protocole de Montréal fut ajusté
et amendé par les réunions de Londres (1990),
Copenhague (1992) et Vienne (1995). Sur le plan
de la Communauté Européenne, des textes
réglementaires relatifs à la production et aux
utilisations des CFC et HCFC sont promulgués
en 2000. (règlement n° 2037/2000 du Parlement
Européen et du Conseil du 29 juin 2000, modifié
par les règlements n°2038/2000 et 2039/2000 du
28 septembre 2000. Le règlement
communautaire n°2037/2000 concernant les CFC
utilisés comme fluides frigorigènes a fixé :
•
•
•
au 1er octobre 2000, l’interdiction de
production, de mise sur le marché et
d’utilisation (sauf à des fins de maintenance),
d’importation et de mise sur le marché
d’équipements, d’exportation d’équipements
contenant des CFC, ainsi que l’obligation de
récupérer et de détruire les CFC contenus
dans tout équipement de réfrigération,
climatisation et pompes à chaleurs (sauf
ménagers).
Au 1 er janvier 2001, l’interdiction
d’utilisation des CFC aux fins de
maintenance et d’entretien (réfrigération et
conditionnement d’air),
Au 1er janvier 2002, l’obligation de récupérer
et de détruire les CFC contenus dans les
réfrigérateurs et congélateurs ménagers.
Le règlement n°2037/2000 a également fixé le
devenir des HCFC. A titre d’information, citons
quelques dates limites prévues, concernant :
• leur production (gel basé sur la production de
1997 au 1er janvier 2000, arrêt total au 1er
janvier 2026),
• leur mise sur le marché par les producteurs et
importateurs (gel sur la base de 1989 depuis
1995 ; interdiction de mise sur le marché de
8
•
•
leur utilisation comme fluides frigorigènes
(interdiction d’utilisation de HCFC dans les
équipements de froid et de conditionnement
d’air fabriqués après 1996 et récupération
obligatoire des HCFC dans ces équipements
au 1er janvier 2000 ; interdiction d’utilisation
de HCFC pour la production de tout
équipement de froid ou de conditionnement
d’air au 1er janvier 2004 ; enfin, interdiction
d’utilisation de HCFC vierges pour la
maintenance et l’entretien de tout
équipement au 1er janvier 2010,
leur utilisation dans la production de
mousses (interdiction d’utilisation des HCFC
pour la production de toutes les mousses au
1er janvier 2004),
leur utilisation comme solvants (interdiction
d’utilisation des HCFC dans tous les usages
de solvants sauf dans les applications
aérospatiales et aéronautiques au 1er janvier
2002 ; interdiction dans tous les usages de
solvants au 1er janvier 2009).
Toutes ces mesures réglementaires ont
entraîné une diminution drastique de la
production des CFC, au profit à court des terme
des HCFC, et à long terme des HFC.
La figure 6 illustre ces évolutions pour la période
1980-2000.
Figure 6 : Production annuelle de CFC, HCFC et
HFC de 1980 à 2000 (AFEAS)
La figure 7 montre l’évolution de l’ODP associé
à la production pondérée des CFC et HCFC de
1980 à 2000.
Cette sensibilisation internationale à un
problème environnemental crucial, concernant
l’ensemble de la planète et les générations
futures, a été un facteur déterminant pour
convaincre les politiques et les décideurs
économiques d’entreprendre des investissements
considérables pour résoudre ce problème. La
coopération internationale à la fois sur les plans
scientifiques, politiques et économiques s’est
avérée dans le cas présent exemplaire. Puisse cet
exemple servir de modèle au traitement de tous
les problèmes environnementaux constituant les
enjeux de notre planète demain !
Figure 7 : Potentiel de destruction de l’ozone
(ODP) lié à la production pondérée des CFC et
HCFC de 1980 à 2000 ( AFEAS)
Clairement, la substitution des CFC par
les HCFC a eu des conséquences bénéfiques sur
la protection de la couche d’ozone. Cependant,
bien que la charge en chlore de la stratosphère
alimentée par les CFC et HCFC encore présents
dans l’atmosphère soit récemment passée par un
maximum, l’impact des CFC et à un moindre
niveau celui des HCFC, sur la couche d’ozone
risque de perdurer encore pendant de très
nombreuses années. Notons par ailleurs que
cette substitution s’est avérée également très
bénéfique pour la réduction de l’effet de serre
auquel les CFC apportaient une contribution tout
à fait significative.
Conclusion :
En dépit de leur très grand intérêt
sur le plan industriel, les CFC ont fait l’objet de
mesures réglementaires drastiques à l’échelle
internationale visant à terme l’arrêt total de leur
production et de toutes leurs utilisations en
raison de leurs contributions néfastes à la
destruction de la couche d’ozone et au
renforcement de l’effet de serre. La nécessité de
remplacer ces composés par des composés
moins nocifs pour l’environnement tels que les
HCFC et les HFC s’est imposée sous l’action
persévérante de la communauté scientifique
internationale qui, relayée de façon efficace par
les media, a provoqué une prise de conscience
9
Annexe
Pour en savoir plus…consulter :
Nomenclature des CFC, HCFC et
HFC
www.environnement.gouv.fr
De façon générale, les CFC, HCFC et
HFC sont des composés aliphatiques dont les
atomes d’hydrogène ont été remplacés
partiellement ou totalement par du chlore et/ou du
fluor. Par ailleurs, chaque composé appartenant à la
série des CFC et de leurs substituts est caractérisé
par un nombre, éventuellement précédé de la lettre
F (comme fluorocarbure) ou de la lettre R (comme
réfrigération). Les principales règles de codification
sont les suivantes :
Dans le cas des CFC en C1, Z étant égal à 0,
ce chiffre n’est pas indiqué. Les atomes de chlore
ne sont pas pris en compte et sont ajoutés de façon
à respecter la tétravalence du carbone. A titre
d’exemple, le composé CHClF2 est désigné F.22 ou
HCFC-22, et CF2=CHF par F.1123 ou HFC-1123.
Dans le cas d’isomères de position possédant donc
les mêmes chiffres d’identification, l’isomère le
plus symétrique est désigné sans indication
complémentaire, puis pour les autres isomères on
utilise les lettres a, b, c…etc, selon l’asymétrie
croissante du composé. La symétrie est caractérisée
par la différence ∆ m entre la somme des masses
atomiques m1 et m2 des atomes liés à chaque
carbone. Plus ∆ m est faible, plus le composé est
symétrique. Ainsi, on aura :
F-142 pour CH2ClCHF2, F-142a pour CHClFCH2F
et F-142b pour CClF2CH3.
10
www.atm.ch.cam.ac.uk
www.msc-smc.ec.gc.ca
www.nasa.gov
www.afeas.org