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Fiche explicative de la leçon : Les isotopes Chimie

Dans cette fiche explicative, nous allons apprendre comment définir et identifier les isotopes d’un élément, énumérer certaines de leurs propriétés et utilisations, et calculer la masse atomique relative d’un élément à partir des abondances isotopiques.

Le noyau d’un atome contient des protons et des neutrons. Tous les atomes d’un élément donné auront le même nombre de protons dans leur noyau. Le nombre de protons est représenté par le numéro atomique dans le tableau périodique.

Définition : Numéro atomique

Le numéro atomique correspond au nombre de protons dans le noyau d’un atome. C’est aussi le numéro associé aux éléments du tableau périodique;il est compris entre 1 et 118.

Par conséquent, tous les atomes d’oxygène auront huit protons et tous les atomes de bore auront cinq protons. Cependant, tous les atomes d’un élément donné n’auront pas nécessairement le même nombre de neutrons dans leur noyau.

Si nous prenions un échantillon tous les atomes de bore qui se trouve dans la nature, nous trouverions deux types d’atomes de bore, indiqués ci-dessous.

À première vue, ces atomes semblent identiques;cependant, l’atome de gauche contient six neutrons, tandis que l’atome de droite contient 5 neutrons. Les atomes qui contiennent le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes.

Définition : Isotopes

Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.

Le mot isotope vient du grec ísos qui signifie « même » et tópos qui signifie « lieu » ou « position ». Le terme a été suggéré par la médecin écossaise Margaret Todd pour décrire une idée proposée par le chimiste Frederick Soddy, à savoir que plusieurs types d’atomes peuvent partager la même position (soit avoir le même numéro atomique) dans le tableau périodique.

Les isotopes d’un élément partagent des propriétés chimiques presque identiques. En effet, les propriétés chimiques telles que la réactivité sont principalement déterminées par le nombre de protons et d’électrons dans un atome. Cependant, les isotopes diffèrent par leur stabilité nucléaire.

À l’intérieur du noyau, les protons chargés positivement se repoussent fortement;cependant, il existe également de nombreuses forces d’attraction à courte portée qui ont lieu entre deux protons, deux neutrons ou un proton et un neutron. Le noyau est stable lorsque les forces d’attraction sont supérieures aux forces de répulsion. Lorsque les forces de répulsion prévalent, le noyau est instable et émettra des particules et/ou un rayonnement pour améliorer sa stabilité. Trop ou trop peu de neutrons dans le noyau peuvent faire pencher la balance des forces, ce qui rend l’isotope instable et radioactif.

Les isotopes radioactifs ont de nombreuses applications utiles à la fois en médecine et dans différentes industries. L’iode 131, qui contient 78 neutrons, est utilisé pour traiter les troubles de la thyroïde. Le cobalt 60, qui contient 33 neutrons, et le césium 137 sont utilisés comme traitement du cancer. L’américium 241, qui contient 146 neutrons, se trouve dans les détecteurs de fumée. L’uranium 235 alimente les réacteurs nucléaires, et le nickel 63 est utilisé pour détecter les explosifs.

Exemple 1: Définir les isotopes

Remplissez le blanc:Les isotopes sont des atomes avec le même nombre de protons mais un nombre différent de .

Réponse

Les atomes qui ont un nombre différent de protons sont des éléments différents. Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent d’électrons sont appelés des ions. Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes. Nous devrions remplir le blanc avec le mot neutrons.

En plus d’avoir un nombre différent de neutrons, les isotopes d’un élément auront également un nombre de masse différent.

Définition : Nombre de masse

Le nombre de masse est la somme du nombre de protons et de neutrons dans le noyau.

Nous pouvons rapidement faire la distinction entre les isotopes en représentant chaque isotope en utilisant la notation de nucléide, où le nombre en haut à gauche est le nombre de masse et le nombre en bas à gauche est le numéro atomique:105115BB

Nous pouvons également les distinguer en utilisant la notation simplifiée des nucléides:1011BB

De plus, on peut également faire cette distinction en écrivant le nom de l’atome en toutes lettres suivi de son nombre de masse:Bore10Bore11

Exemple 2: Classification des isotopes selon leur masse à partir de la notation de nucléide

Lequel des isotopes suivants est le plus lourd?

  1. 4018Ar
  2. 4119K
  3. 4020Ca
  4. 3919K
  5. 4418Ar

Réponse

En notation de nucléide, le nombre écrit en haut à gauche est le nombre de masse (𝐴). Le nombre de masse est la somme du nombre de protons et de neutrons dans un atome et représente la masse approximative de l’atome. Le nombre écrit en bas à gauche est le numéro atomique (𝑍). Le numéro atomique représente le nombre de protons dans l’atome.

Nous devons comparer les nombres de masse pour trouver la plus grande valeur. Le plus grand nombre de masse est 44. Cela signifie que le choix de réponse E correspond à l’isotope le plus lourd.

Exemple 3: Identification des isotopes à partir des noms d’isotopes

Laquelle des propositions suivantes est un isotope du carbone 12?

  1. le bore 11
  2. le carbone 14
  3. l’oxygène 12
  4. l’oxygène 16
  5. l’azote 15

Réponse

Les isotopes sont des atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons. Le carbone, qui a le numéro atomique six, a six protons. Dans le terme carbone 12, le 12 représente le nombre de masse de cet atome de carbone. Le nombre de masse est la somme du nombre de protons et de neutrons. Nous pouvons substituer le nombre de masse et le nombre de protons dans l’équation du nombre de masse nombredemassenombredeprotonsnombredeneutrons=+ et déterminer le nombre de neutrons comme suit:12=6+6=.nombredeneutronsnombredeneutrons

Cet isotope du carbone possède six neutrons. Pour être un isotope du carbone 12, l’atome doit avoir six protons mais un nombre de neutrons différent de six. Les atomes du même élément auront le même nombre de protons. Cela signifie que le seul isotope potentiel du carbone 12 est le choix de réponse B car seul l’élément carbone aura six protons.

Nous pouvons vérifier que le choix de réponse B a un nombre différent de neutrons en remplaçant le nombre de masses (14) et le nombre de protons (6) dans l’équation du nombre de masse comme suit:nombredemassenombredeprotonsnombredeneutronsnombredeneutronsnombredeneutrons=+14=6+8=.

Avec six protons et huit neutrons, le choix de réponse B est un isotope du carbone 12.

Chaque isotope d’un élément a un nombre différent de neutrons, un nombre de masse différent et une masse exacte différente. Le tableau suivant donne les masses approximatives d’un proton, d’un neutron et d’un électron.

ParticulesMasse approximative (kg)Masse approximative (u)
Proton1,6726×101,0073
Neutron1,6749×101,0087
Électron9,1094×105,4858×10

Nous pouvons calculer la masse de chaque isotope du bore en kilogrammes ou en unités de masse atomique unifiée en ajoutant les masses des particules subatomiques.

Isotopes du boreMasse calculée (kg)Masse calculée (u)
5 protons, 5 neutrons, 5 électrons1,6742×10 kg10,083
5 protons, 6 neutrons, 5 électrons1,8415×10kg11,091

Nous pouvons également déterminer la masse relative de chaque isotope du bore en comparant la masse de chaque isotope du bore à 112 de la masse d’un atome de carbone 1,660539×10kg.

Isotopes du boreMasse calculée
(kg)
Masse calculée
(u)
Masse relativeNombre de masse
5 protons, 5 neutrons, 5 électrons1,6742×10kg10,08310,08310
5 protons, 6 neutrons, 5 électrons1,8415×10 kg11,09111,09111

La masse calculée en kilogrammes est une très petite valeur et est difficile à utiliser. La masse calculée en unités de masse atomique unifiée et la masse relative de chaque atome sont des valeurs beaucoup plus faciles à manipuler. Notez que la masse en unités de masse atomique unifiée et la masse relative sont très proches du nombre de masse de chaque isotope. Il est courant d’utiliser le nombre de masse pour se référer à la masse d’un isotope à titre de simplification, mais nous devons admettre que le nombre de masse n’est pas la vraie masse de l’isotope.

Les deux isotopes du bore ont des masses approximatives de 10 et 11;cependant, si nous regardons le tableau périodique, nous ne trouvons aucune de ces valeurs pour le bore. Au lieu de cela, nous voyons la valeur 10,8 écrite sous le symbole chimique.

10,8 représente la masse atomique moyenne des deux isotopes du bore.

Pour calculer la masse indiquée dans le tableau périodique, nous pouvons imaginer que nous pourrions faire la moyenne des masses des deux isotopes du bore. Le nombre de masse est fréquemment utilisé dans ces calculs comme une estimation de la masse relative pour simplifier le procédé. Ainsi, massemoyennedubore=(10+11)2=10,5.

Cependant, ce procédé nous donne une valeur de 10,5 et non de 10,8. Ce que nous avons négligé, c’est à quelle fréquence chaque isotope du bore est présent dans la nature. Si nous examinions tous les atomes de bore dans la nature, nous trouverions qu’environ 80% d’entre eux sont du bore 11 et 20% sont du bore 10.

Ces pourcentages représentent l’abondance, la quantité relative de chaque isotope naturel d’un élément. La somme des abondances doit toujours être égale 100%.

Définition : Abondance isotopique

L’abondance isotopique est le pourcentage qui représente la quantité relative d’un isotope d’un élément.

Nous devons considérer l’abondance de chaque isotope lors de la détermination de la masse moyenne. Nous appelons le résultat de cette moyenne pondérée la masse atomique relative.

Équation : Calcul de la masse atomique relative

masseatomiquerelativeabondancedelisotopenombredemassedelisotopeabondancedelisotopenombredemassedelisotope=(1×1)+(2×2)+.

Les points de suspension dans l’équation indiquent que nous devons continuer à ajouter l’abondance multipliée par le nombre de masse pour chaque isotope de l’élément considéré. Il est important de se rappeler que le pourcentage d’abondance doit être sous forme décimale lors du calcul.

Nous pouvons remplacer l’abondance et le nombre de masse pour chacun des deux isotopes du bore dans l’équation de la masse atomique relative et déterminer la masse atomique relative du bore comme suit:masseatomiquerelative=(0,2×10)+(0,8×11)=10,8.

Cela nous donne la valeur de 10,8, une valeur sans unité, qui est la masse atomique moyenne indiquée sur de nombreux tableaux périodiques pour le bore, en fonction de la précision du tableau. Bien que tous les éléments aient des isotopes, tous les éléments n’ont pas une masse atomique relative dans le tableau périodique. Les éléments artificiels n’existent pas naturellement et n’ont donc pas d’abondances. La masse de leur isotope le plus stable est souvent indiquée entre parenthèses au lieu d’une masse atomique relative.

Exemple 4: Calcul de la masse atomique relative du chlore à partir des abondances isotopiques

Le chlore a deux isotopes stables, le chlore 35 et le chlore 37. Un échantillon de chlore a été analysé à l’aide d’un spectromètre de masse, et les abondances isotopiques suivantes ont été calculées.

IsotopeAbondance (mol%)
Chlore 3575,8%
Chlore 3724,2%

Quelle est la masse atomique relative du chlore dans l’échantillon?

Réponse

Tout d’abord, nous devons reconnaître que 35 est le nombre de masse d’un atome de chlore 35 et 37 est le nombre de masse d’un atome de chlore 37. On nous donne l’abondance de chacun de ces isotopes dans l’échantillon. Nous pouvons remplacer l’abondance et le nombre de masses de chaque isotope dans l’équation de la masse atomique relative pour calculer la masse atomique relative du chlore dans l’échantillon en utilisant l’équation suivante:masseatomiquerelativeabondancedelisotopenombredemassedelisotopeabondancedelisotopenombredemassedelisotope=(1×1)+(2×2).

Nous devons convertir les pourcentages en écriture décimale avant de calculer. Cela peut être fait en divisant chaque pourcentage par 100. Ainsi, 75,8% devient 0,758 en notation décimale, et 24,2% devient 0,242. Cela nous donne masseatomiquerelative=(0,758×35)+(0,242×37)=35,5.

La masse atomique relative du chlore dans l’échantillon est de 35,5.

Exemple 5: Calcul de la masse atomique relative du magnésium à partir des abondances isotopiques

Le magnésium existe sous la forme de trois isotopes:le magnésium 24, le magnésium 25 et le magnésium 26. Leurs abondances isotopiques sont respectivement 79%, 10%, et 11%. Quelle est la masse atomique relative du magnésium au dixième près?

Réponse

Tout d’abord, nous devons reconnaître que dans la notation magnesium 24, le 24 représente le nombre de masse de cet isotope du magnésium. Nous pouvons organiser les informations données dans la question de manière à avoir un nombre de masse et une abondance pour chaque isotope. Nous pouvons également convertir le pourcentage d’abondance sous forme décimale en divisant le pourcentage par 100.

IsotopeNombre de masseAbondanceAbondance sous forme décimale
Magnésium 242479%0,79
Magnésium 252510%0,10
Magnésium 262611%0,11

Nous pouvons utiliser l’équation de la masse atomique relative suivante:masseatomiquerelativeabondancedelisotopenombredemassedelisotopeabondancedelisotopenombredemassedelisotopeabondancedelisotopenombredemassedelisotope=(1×1)+(2×2)+(3×3).

Nous pouvons remplacer le nombre de masse et l’abondance sous forme décimale pour chaque isotope dans l’équation comme suit:masseatomiquerelative=(0,79×24)+(0,1×25)+(0,11×26)=24,32.

La masse atomique relative de magnésium arrondie au dixième est 24,3.

Points clés

  • Les atomes qui ont le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons sont appelés isotopes.
  • Les isotopes d’un élément ont des propriétés chimiques similaires, mais diffèrent par leur radioactivité.
  • La masse indiquée dans le tableau périodique pour chaque élément est la masse atomique relative.
  • L’équation pour la masse atomique relative est masseatomiquerelativeabondancedelisotopenombredemassedelisotopeabondancedelisotopenombredemassedelisotope=(1×1)+(2×2)+.

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