A propos de l'ozone > Généralités

La stratosphère, située en dessous de 50 km d’altitude, constitue un écran protecteur au rayonnement solaire très énergétique : tous les rayonnements de longueur d’onde inférieure à 290 nm sont absorbés. Ainsi, la photodissociation des molécules d’oxygène stratosphériques conduit à un équilibre entre les espèces O₂ / O / O₃ :



Photolyse de l’oxygène moléculaire :	O2 + hν → O3p + O3p
Formation de l’ozone :	O2 + O3p + M → O3 + M
Photolyse de l’ozone :	O3 + hγ → O2 + O3p
Combinaison :	O3p + O3 → 2 O2

L’ozone ainsi formé, l’ozone stratosphérique, représente environ 80% du contenu global en ozone de l’atmosphère [Finlayson-Pitts et Pitts, 2000]. Usuellement, le terme couche d’ozone désigne cet ozone protecteur des ultraviolets solaires.

Dans la troposphère, l’ozone est un polluant secondaire. Sa présence est le résultat de réactions chimiques et photochimiques intégrant des polluants primaires tels que les oxydes d’azote, le méthane et les hydrocarbures. Sous l’effet du rayonnement solaire, les oxydes d’azote, provenant de l'oxydation de l'azote de l'air lors de la combustion du carburant, peuvent réagir avec des composés issus du trafic automobile, des industries, et conduire à la formation d’ozone. La quantité d’ozone présente dans la troposphère est donc un indicateur d’une pollution importante de l’air ambiant [Finlayson-Pitts et Pitts, 2000].

Les rayonnements solaires arrivant à la troposphère présentent des longueurs d’onde supérieures à 290 nm. A ce niveau, la molécule se photolysant le plus facilement est le dioxyde d’azote (NO2) pour des longueurs d’ondes inférieures à 420 nm. L’oxygène atomique produit par cette réaction se combine avec l’oxygène moléculaire pour donner une molécule d’ozone. Une réaction d’oxydation entre le monoxyde d’azote (NO) et l’ozone peut ensuite avoir lieu pour redonner une nouvelle molécule de NO₂. Un équilibre dynamique (cycle de Leighton) s’établit donc entre les espèces NO₂ / NO / O₃ :

Photolyse :	NO2 + hν → NO + O3p
Formation de l’ozone :	O2 + O3p + M → O3 + M
Oxydation :	O3 + NO → NO2 + O2

Cet équilibre est très souvent perturbé par d’autres réactions consommatrices de NO telles que les réactions avec des radicaux péroxyles provenant d’une oxydation par le radical hydroxyle, OH^-, et avec de polluants atmosphériques (le monoxyde de carbone, le méthane et les hydrocarbures). La conséquence directe de ces autres réactions est l’accumulation d’ozone dans l’air ambiant. Le radical OH^- est formé principalement par photolyse de l’ozone puis réaction avec la vapeur d’eau, si les photons sont suffisamment énergétiques (290 à 310 nm).

Photolyse :	O3 + hν → O2 + O1d
Formation de l’ozone :	O1d + H2O → 2 OH-

Une seconde voie de formation de OH· est issue de la photolyse de l’acide nitreux sous un rayonnement inférieur à 400 nm.

Photolyse :

HONO + hν → OH- + NO

Enfin, l’ozonolyse des alcènes, détaillée plus tard, est également source de OH· dans l’atmosphère. Ce composé, le plus énergétique de la troposphère, est appelé « le nettoyeur de l’atmosphère » car il oxyde la plupart des molécules organiques [Finlayson-Pitts et Pitts, 2000].

Les pics de pollution à l’ozone interviennent principalement en période estivale et plus particulièrement en milieu d’après-midi, lorsque les conditions climatiques sont les plus favorables : température élevée, fort rayonnement UV, durée d'insolation importante, vent faible et présence de polluants primaires. Ces paramètres permettent une persistance de ces polluants en quantité importante et favorisent ainsi la formation d’ozone [Finlayson-Pitts et Pitts, 2000].