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Eau de mer

L'eau de mer est l'eau salĂ©e des mers et des ocĂ©ans de la Terre. On dit qu’elle est « salĂ©e » parce qu'elle contient des substances dissoutes, les sels, constituĂ©s d'ions, principalement des ions halogĂ©nures comme l'ion chlorure et des ions alcalins comme l'ion sodium. On trouve 30 Ă  40 g de sels dissous pour 1 kg d'eau de mer. L'eau salĂ©e s'oppose Ă  l'eau douce, qui contient moins de 1 g de sels dissous par kilogramme. La masse volumique de l'eau de mer Ă  la surface est d'environ 1,025 g/ml, supĂ©rieure de 2,5 % Ă  celle de l'eau douce (1 g/ml) Ă  cause de la masse du sel et de l'Ă©lectrostriction[1].

Marais salants dans la baie de San Francisco.

Volume
Salinité moyenne des océans[2], exprimée en PSU, c'est-à-dire en grammes de sel par kilogramme d'eau de mer.

Les ocĂ©ans et mers occupent un volume estimĂ© Ă  1 338 millions de km3, ce qui reprĂ©sente 96,5 % des rĂ©serves d'eau prĂ©sentes Ă  la surface de la Terre[3]. Ce volume n'inclut pas les eaux souterraines (aquifĂšres), dont environ 85 % sont salĂ©es Ă  diffĂ©rents degrĂ©s.

Origine du sel de l'eau de mer

Les premiĂšres thĂ©ories scientifiques sur l'origine du sel de la mer datent de Edmond Halley qui propose, en 1715, que le sel et les autres minĂ©raux y sont amenĂ©s par les riviĂšres[4] : l'Ă©coulement de l'eau en surface (eau de pluie) et dans les riviĂšres dissout des ions par dissolution des roches. Les eaux douces souterraines et de surface sont donc trĂšs lĂ©gĂšrement « salĂ©es » Ă  cause de ces ions ; ceux-ci sont entraĂźnĂ©s jusqu'Ă  l'ocĂ©an, oĂč ils restent tandis que l'Ă©vaporation entraine leur concentration (voir le cycle de l'eau). Halley note que les quelques lacs qui ne dĂ©bouchent pas sur un ocĂ©an (comme la mer Morte et la mer Caspienne, voir EndorĂ©isme) ont en gĂ©nĂ©ral une salinitĂ© trĂšs Ă©levĂ©e, ce qu'il appelle la « mĂ©tĂ©orisation continentale » (continental weathering).

La théorie de Halley est en grande partie correcte. En plus du phénomÚne décrit ci-dessus, le sodium a été arraché au plancher océanique lors de la formation initiale des océans. La présence de l'autre ion dominant du sel, l'ion chlorure, provient du « dégazage » du chlorure d'hydrogÚne (sous la forme d'acide chlorhydrique) ainsi que d'autres gaz de l'intérieur de la Terre, via les volcans et les monts hydrothermaux. Les ions sodium et chlorure sont ensuite devenus les constituants majeurs du sel de mer.

La salinitĂ© moyenne des ocĂ©ans est stable depuis plusieurs milliards d'annĂ©es, le plus probablement grĂące Ă  un processus tectonique et chimique qui enlĂšve autant de sel qu'il en arrive par les riviĂšres. Les ions chlorure et sodium sont ainsi enlevĂ©s par les dĂ©pĂŽts d'Ă©vaporite (les « roches salines »), la « grĂ©sification » (le dĂ©pĂŽt de sels dans l'eau interstitielle) et les rĂ©actions chimiques avec le basalte des fonds marins[5]. Depuis la crĂ©ation des ocĂ©ans, le sodium n'est plus arrachĂ© au fond des ocĂ©ans, mais capturĂ© dans les couches de sĂ©diments couvrant les fonds marins. D'autres thĂ©ories affirment que la tectonique des plaques entraine une partie du sel sous les masses continentales, oĂč il remonte lentement Ă  la surface.

Caractéristiques

Composition
Principaux sels dissous pour une eau de mer de salinité 35 g/l[6]
Anionsg/kgmol/kg
Chlorure (Cl−)19,35240,54586
Sulfate (SO42−)2,71230,02824
HydrogĂ©nocarbonate (HCO3−)0,10800,001770
Bromure (Br−)0,06730,000842
Carbonate (CO32−)0,01560,000260
Fluorure (F−)0,00136,84 Ă— 10−5
Hydroxyde (HO−)0,00021,2 Ă— 10−5
Cationsg/kgmol/kg
Ion sodium (Na+)10,78370,46907
Ion magnésium (Mg2+)1,28370,05282
Ion calcium (Ca2+)0,41210,01028
Ion potassium (K+)0,39910,01021
Ion strontium (Sr2+)0,00799,02 Ă— 10−5
Ion lithium (Li+)1,73 Ă— 10−42,49 Ă— 10−5
Ion rubidium (Rb+)1,20 Ă— 10−41,404 Ă— 10−6
Ion baryum (Ba2+)2,0 Ă— 10−51,46 Ă— 10−7
Ions polyatomiques
dont molybdĂšne		1,0 Ă— 10−51,04 Ă— 10−7
Ions polyatomiques
dont uranium		3,3 Ă— 10−61,39 Ă— 10−8
Ions polyatomiques
dont vanadium		1,9 Ă— 10−63,73 Ă— 10−8
Ion fer (Fe2+ ; Fe3+)1,3 Ă— 10−62,33 Ă— 10−8
Ions polyatomiques
dont titane		1,0 Ă— 10−62,09 Ă— 10−8
Ion aluminium (Al3+)1,0 Ă— 10−63,71 Ă— 10−8
Autres espĂšcesg/kgmol/kg
Eau (H2O)96553,57
Acide borique (B(OH)3)0,01980,000320
TĂ©trahydroxyborate (B(OH)4−)0,00790,000100
Dioxyde de carbone (CO2)4,0 Ă— 10−49,09 Ă— 10−6

L'eau de mer est composĂ©e d'eau et de sels, ainsi que de diverses substances en faible quantitĂ©. Si plus des deux tiers des 92 Ă©lĂ©ments chimiques naturels sont prĂ©sents dans l'eau de mer, la plupart le sont en faible quantitĂ© et difficilement dĂ©celables.

La salinitĂ© est un des paramĂštres les plus importants de l'eau de mer, et dĂ©signe la teneur en sels dissous. La salinitĂ© moyenne des ocĂ©ans est de 35 g/l, et reste gĂ©nĂ©ralement comprise entre 30 g/l (Atlantique Nord) et 40 g/l (mer Rouge)[7]. Les mers intĂ©rieures ou assimilĂ©es ont une salinitĂ© supĂ©rieure, parce que l'Ă©vaporation y concentre le sel. Les exceptions concernent donc des mers fermĂ©es ou semi-fermĂ©es, comme pour les valeurs extrĂȘmes de 6 g/l dans les eaux de surface de la mer Baltique et 275 g/l dans la mer Morte. La mer ouverte la plus salĂ©e est la mer Rouge.

La grande particularitĂ© de l'eau de mer est que les proportions relatives de ses constituants sont sensiblement constantes (c'est-Ă -dire indĂ©pendantes de la salinitĂ©) ; cette propriĂ©tĂ© a Ă©tĂ© Ă©tablie par le chimiste allemand William Dittmar, et permet de considĂ©rer l'eau de mer comme une solution de onze constituants majeurs dans de l'eau pure, Ă  savoir, par ordre dĂ©croissant d'importance, le chlorure, l'ion sodium,le sulfate, l'ion magnĂ©sium, l'ion calcium, l'ion potassium, le bicarbonate, le bromure, l'acide borique, le carbonate et le fluorure. La loi de Dittmar permet ainsi de dĂ©terminer la salinitĂ© de l'eau de mer par une seule mesure : de la concentration d'un de ces constituants (par exemple, Cl−) ou d'une des propriĂ©tĂ©s physiques de l'eau de mer Ă  une tempĂ©rature donnĂ©e (comme la densitĂ© relative, l'indice de rĂ©fraction ou la conductivitĂ©).

Les deux principaux ions sont Na+ et Cl−, qui en s'associant forment le chlorure de sodium principal constituant du « sel marin », que l'on extrait dans les marais salants pour obtenir du sel alimentaire.

Les gaz dissous comprennent principalement : 64 % d'azote, 34 % d'oxygĂšne, 1,8 % de dioxyde de carbone (soit 60 fois la proportion de ce gaz dans l'atmosphĂšre terrestre).

L'« odeur de mer » est due, selon Andrew Johnston (université d'East Anglia), au sulfure de diméthyle (DMS)[8]. Il serait plus précis de dire que le DMS est un composant de l'odeur de la mer, un autre étant les phéromones (dictyoptérÚnes) de certaines algues.

Principaux composants de l'eau de mer
Composition de l'eau de mer :
pourcentages en masse des principaux éléments
ÉlĂ©ments % en masseÉlĂ©ments % en masse
OxygĂšne (O)85,84 Soufre (S)0,0905
HydrogĂšne (H)10,82 Calcium (Ca)0,041
Chlore (Cl)1,935 Potassium (K)0,040
Sodium (Na)1,078 Brome (Br)0,0067
Magnésium (Mg)0,1284 Carbone (C)0,00245

Radioactivité - Anti-réactivité

La radioactivitĂ© naturelle de l'eau de mer est d'environ 12,7 Bq/l, essentiellement due au potassium 40 (Ă©metteur ÎČ, responsable de 99 % de la radioactivitĂ© naturelle totale) et au rubidium 87 (Ă©metteur ÎČ pour environ 1 %)[9].

L'eau de mer est anti-rĂ©active principalement du fait du chlore 35 prĂ©sent dans le chlore naturel avec une abondance de 75,53 %, qui est absorbant aux neutrons thermiques (la section efficace vaut 44 b). L'anti-rĂ©activitĂ© apportĂ©e par l'eau de mer de salinitĂ© standard (35 g/l) supposĂ©e envahir le cƓur d'un rĂ©acteur Ă  eau en substitution de l'eau pure Ă©quivaut Ă  celle de l'eau borĂ©e Ă  une teneur en bore voisine de 260 ppm soit environ 3 800 pcm.

Indice de réfraction

La densitĂ© et donc l'indice de rĂ©fraction de l'eau de mer, notĂ© n(λ), dĂ©pendent de la salinitĂ©. Les fonds marins (< 3 000 m) sont Ă  une tempĂ©rature infĂ©rieures Ă  4 °C (environ 2 °C ou moins) car l'eau salĂ©e voit son maximum de densitĂ© Ă  une tempĂ©rature infĂ©rieure, et surtout cet extremum s'estompe en un plateau constant avant la congĂ©lation[10].

Le mouvement des masses ocĂ©aniques profondes est dominĂ© par la variation de leur salinitĂ©. Elles proviennent principalement de la saumure issue de la formation de la banquise (congĂ©lation de l'eau de mer) en hiver aux pĂŽles, ainsi que du refroidissement des eaux de surfaces dans les mĂȘmes conditions. Le tableau ci-dessous montre comment le n(λ) augmente avec la salinitĂ© pour les D-lignes de sodium (moyenne : 5 893 Å = 589,3 nm) Ă  18 °C.

Variations de l'indice de réfraction dues à la salinité[10]
Salinités (g/kg)Variations de n(λ)Emplacements
50,00097Mers baltiques nordiques
100,00194
150,00290
200,00386Enfoncements du Biafra
250,00482
300,00577
350,00673Surface de l'océan Atlantique
400,00769Mers rouges nordiques

L'indice de réfraction est également une fonction de la pression de l'eau, mais la dépendance est tout à fait faible en raison de l'incompressibilité relative de l'eau (comme tous les liquides). En fait, sur les gammes normales des températures (0 - 30 °C), l'augmentation approximative du n(λ) est 0,0000165 quand la pression de l'eau augmente d'une atmosphÚre.

Les facteurs les plus significatifs affectant le n(λ) sont la longueur d'onde de la lumiÚre et la salinité de l'eau. Néanmoins, le n(λ) excÚde de moins de 1 % la gamme indiquée des valeurs de ces variables[10].

Autres caractéristiques

La masse volumique de l'eau de mer en surface varie de 1 020 Ă  1 029 kg/m3, selon la tempĂ©rature et la salinitĂ©. En profondeur, dans les ocĂ©ans, la haute pression peut augmenter la masse volumique jusqu'Ă  des valeurs de l'ordre de 1 050 kg/m3. L'eau de mer, comme la plupart des liquides, est quasiment incompressible. Toutefois, si l'eau Ă©tait vraiment incompressible, le niveau des ocĂ©ans serait 30 m plus haut qu'il n'est en rĂ©alitĂ©[11].

Le pH varie entre 7,5 et 8,4, pour une moyenne de l'ordre de 8,2.

La vitesse du son dans l'eau varie avec la tempĂ©rature de l'eau et la pression, elle est donc sensible aux thermoclines ; elle est de l'ordre de 1 500 m/s.

  • TempĂ©rature moyenne annuelle en surface.
    Température moyenne annuelle en surface.
  • Carbone inorganique dissous.
    Carbone inorganique dissous.

Potabilité

L'eau de mer n'est pas potable, et en gĂ©nĂ©ral ne doit pas ĂȘtre bue par les ĂȘtres humains. Le sel en est le responsable : si l'on boit de l'eau de mer, Ă  long terme la quantitĂ© d'eau nĂ©cessaire pour Ă©liminer ces sels (grĂące aux reins) devient supĂ©rieure Ă  la quantitĂ© d'eau gagnĂ©e par absorption d'eau de mer[12]. La non-potabilitĂ© de l'eau de mer explique que, sur un navire ou une Ăźle au milieu de l'ocĂ©an, on puisse « manquer d'eau », comme le dit La Complainte du vieux marin :

« L’eau, l’eau partout,
Et pas une goutte à boire. »

Si la consommation accidentelle de petites quantités d'eau de mer n'est pas dommageable pour le corps humain, il n'est pas possible de survivre à long terme en buvant uniquement de l'eau de mer. La croyance dans la potabilité de l'eau de mer a pour origine la traversée de l'Atlantique d'Alain Bombard, qui utilisait aussi la chair des poissons et l'eau de pluie. Ainsi, le médecin allemand Hannes Lindemann qui avait voulu réitérer le voyage de Bombard avait montré qu'il n'était pas possible de se passer d'eau douce additionnelle[13]. L'OMS a utilisé ses travaux pour ses recommandations.

Le taux de chlorure de sodium dans le sang humain et dans l'urine se situe gĂ©nĂ©ralement autour de neuf grammes par litre (0,9 % en masse), un taux qui varie peu. Boire de l'eau de mer (dont le taux de sel est de 3,5 %) accroĂźt temporairement la concentration de sel dans le sang. Ce sel doit ĂȘtre Ă©liminĂ©, ce qui se fait en utilisant de l'eau provenant de cellules pour uriner. Les cellules finissent par mourir de dĂ©shydratation, suivies par les organes et finalement le corps entier.

L'effet de l'absorption d'eau de mer a été étudié sur des rats en laboratoire[14], en faisant varier la concentration d'eau de mer dans leur eau de boisson. Au fur et à mesure que cette concentration augmentait, les rats devaient boire de plus en plus pour uriner davantage, jusqu'à une concentration de 50 %, tandis que leur soif déclinait aprÚs 50 %. Ces chercheurs recommandent ainsi de ne pas passer brutalement d'une consommation d'eau douce à une consommation d'eau de mer (pour des naufragés par exemple), mais plutÎt d'augmenter progressivement la proportion d'eau de mer dans l'eau douce.

Les manuels de survie conseillent en gĂ©nĂ©ral de ne pas boire d'eau de mer. Par exemple, le Medical Aspects of Harsh Environments (« Aspects mĂ©dicaux des environnements hostiles »)[15] prĂ©sente une analyse de 136 voyages en embarcation de sauvetage. Le risque de dĂ©cĂšs s'Ă©levait Ă  39 % pour ceux qui buvaient de l'eau de mer, contre 3 % pour ceux qui n'en buvaient pas.

Pour rendre l'eau de mer potable (processus de dessalement), plusieurs techniques existent. La plus simple est de la diluer avec de l'eau potable jusqu'Ă  ce que la salinitĂ© soit acceptable ; on utilise cette technique en agriculture, pour l'irrigation. Les techniques plus complexes, mises en Ɠuvre notamment sur les grands navires, incluent les Ă©vaporateurs Ă  vide, les Ă©vaporateurs « flash » ou les membranes d'osmose inverse. La re-minĂ©ralisation de l'eau en fin de tels traitements doit alors ĂȘtre prĂ©vue pour une consommation sur une longue durĂ©e.

PrélÚvements et utilisations de l'eau de mer

La mer constitue une ressource Ă©conomique majeure pour les rĂ©gions cĂŽtiĂšres : pĂȘche (halieutique), tourisme, transport, logistique (activitĂ© portuaire)

L'eau de mer plus spécifiquement est exploitée pour son sel, par la saliculture, dans les marais salants.

La mariculture, partie de l'aquaculture, concerne l'élevage d'animaux marins ou la culture d'algues directement dans le milieu naturel marin ou bien à partir d'eau de mer brute prélevée à proximité du site d'exploitation.

La salinisation des sols est une cause de dĂ©gradation de l'agriculture et de perte de biodiversitĂ©. L’eau salĂ©e est la pire ennemie de l’agriculture[16]. L'eau dessalĂ©e est par ailleurs trop coĂ»teuse Ă  produire pour la plupart des cultures ; elle n'est peut-ĂȘtre abordable que pour les cultures Ă  fort rapport Ă©conomique, en particulier lorsque les investissements sont subventionnĂ©s. La principale application du dessalement de l'eau consiste en la fourniture d'eau potable. Les techniques de dessalement les plus courantes sont la distillation thermique — pour le traitement de grands volumes d'eau (55 000 m3/j) — et la technologie des membranes, l'Ă©lectrodialyse inverse et l'osmose inverse[17].

L'eau de mer est prĂ©levĂ©e en remplacement de l'eau douce dans les centrales nuclĂ©aires et thermiques de bord de mer pour leur refroidissement. Les centrales suĂ©doises dĂ©pendent majoritairement de l'eau de mer pour leur refroidissement. La centrale nuclĂ©aire de Fukushima Daiichi est une centrale Ă  eau de mer. Une partie des centrales des États-Unis utilisent de maniĂšre semblable l'eau de mer ; oĂč ce sont 55 milliards de gallons US qui sont prĂ©levĂ©s par jour dans la mer pour ĂȘtre immĂ©diatement rejetĂ©s dans le mĂȘme milieu Ă  une tempĂ©rature lĂ©gĂšrement supĂ©rieure[18]. Le , une prolifĂ©ration de mĂ©duses a nĂ©cessitĂ© l'arrĂȘt du rĂ©acteur no 3 de la centrale nuclĂ©aire d'Oskarshamn en SuĂšde durant trois jours[19], problĂšme dĂ©jĂ  rencontrĂ© dans d’autres centrales dans le monde.

À Hong Kong, l'eau de mer est disponible pour les chasses d'eau dans les zones mĂ©tropolitaines et la plupart des nouvelles villes, couvrant environ 80 % de la population. Le dĂ©partement d'approvisionnement en eau de Hong Kong prĂ©voit une extension de l'utilisation de l'eau de mer pour les chasses d'eau lorsque cela est Ă©conomiquement justifiĂ©. Des travaux prĂ©paratoires sont en cours pour l'approvisionnement Ă  Hong Kong Disneyland, Pok Fu Lam (en), Tuen Mun East, Yuen Long et Tin Shui Wai. En 1955, l’eau de mer a Ă©tĂ© utilisĂ©e pour la premiĂšre fois dans un projet pilote. ExpĂ©rience suivie par l'installation de systĂšmes de rinçage Ă  l'eau de mer dans toutes les nouvelles maisons et dans certains districts Ă  partir de 1957[20].

Citations

« La mer est salĂ©e parce qu'il y a des morues dedans. Et si elle ne dĂ©borde pas, c'est parce que la providence, dans sa sagesse, y a placĂ© aussi des Ă©ponges » — Alphonse Allais (Citation humoristique)

Notes et références
  1. Iver Duedall, Notes de cours - Océanographie, Florida Institute of Technology [lire en ligne].
  2. Données du World Ocean Atlas, 2001 [lire en ligne].
  3. Pierre BarthĂ©lĂ©my, « Combien d’eau y a-t-il sur Terre ? », sur Passeur de sciences (consultĂ© le )
  4. (en) E. Halley, « A short account of the cause of the saltiness of the ocean, and of the several lakes that emit no rivers; with a proposal, by help thereof, to discover the age of the world », Phil. Trans., vol. 29,‎ , p. 296-300
  5. Paul R. Pinet, Invitation to Oceanography, St. Paul: West Publishing Company, 1996 (ISBN 978-0763740795), p. 133.
  6. UNESCO, Tables océanographiques internationales, citées par Andrew W.Dickson et Catherine Goyet (éds.), Handbooks of methods for the analysis of the various parameters of the carbon dioxide system in sea water, US Department of Energy, version 2, septembre 1994, ORNL/CDIAC-74, chap. 5, partie 6.1 « The major ion composition of seawater », p. V-10 [lire en ligne]
  7. La salinité de l'océan, sur la.climatologie.free.fr.
  8. Alice Bomboy, « L'odeur rafraßchissante de l'océan », (consulté le )
  9. La radioactivité naturelle en 10 épisodes, texte illustré publié par l'association Société française de radioprotection ; voir chap. 5 : Radioactivité en milieu marin ; p. 13/24 du [PDF].
  10. E. Dorsey, Properties of Ordinary Water Substance in all of its Phases: Water-vapor, Water, and all the Ices, Reinhold Publishing, 1940.
  11. André Louchet, Les océans : Bilan et perspectives, Paris, Armand Colin, coll. « Cursus géographie », , 179 p. (ISBN 978-2-200-60209-3), p. 22
  12. Ask A Scientist - Biology Archive lien
  13. (de) Von Ulli Kulke, « Durst löschen mit Salzwasser », dans Der Spiegel, 14 avril 2006 [lire en ligne (page consultée le 22 décembre 2010)]
  14. (en) Z. Etzion et R. Yagil, « Metabolic effects in rats drinking increasing concentrations of sea-water », Comp. Biochem. Physiol. A, vol. 86, no 1,‎ , p. 49-55 (ISSN 0300-9629, DOI 10.1016/0300-9629(87)90275-1)
  15. Medical Aspects of Harsh Environments, chap. 29 « Shipboard Medicine » [lire en ligne]
  16. L’eau salĂ©e, pire ennemie de l’agriculture. lire en ligne, sur courrierinternational.com.
  17. ComitĂ© de l’agriculture, 19e session, Rome, 13-16 avril 2005, Dessalement de l'eau Ă  des fins agricoles, Archives de la FAO
  18. Hybrid Sankey diagram of 2011 U.S. interconnected water and energy flows [image], Bauer, D., Philbrick, M. et Vallario, B. (2014), The Water-Energy Nexus: Challenges and Opportunities, U.S. Department of Energy, lire en ligne
  19. Prolifération de méduses en 2013, sur futura-sciences.com.
  20. Total Water Management, Water Supply Department (consulté le 29 août 2018), lire en ligne

Sources

Références générales
  • (en) L.W. Tilton et J.K. Taylor, « Refractive index and dispersion of distilled water for visible radiation, at temperatures 0 to 60 °C », J. Res. Nat. Bur. Stand., vol. 20,‎ , p. 419 (RP1085) (ISSN 0091-0635).
  • (en) E. Dorsey, Properties of Ordinary Water Substance in all of its Phases: Water-vapor, Water, and all the Ices, Reinhold Publishing, 1940.

Voir aussi

Articles connexes

Liens externes
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