Lesson Explainer: Les isotopes Chimie • First Year of Secondary School

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.

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.

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.

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

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 : 

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

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

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.

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.

Nous pouvons également déterminer la masse relative de chaque isotope du bore en comparant la masse de chaque isotope du bore à de la masse d’un atome de carbone .

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,

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 d’entre eux sont du bore 11 et 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 .

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.

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 : 

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.