Vidéo de la leçon : Les isotopes Chimie

Transcription de vidéo

Dans cette vidéo, nous allons apprendre à définir et identifier les isotopes d’un élément. Nous examinerons les propriétés des isotopes, leurs utilisations et verrons comment l’abondance des différents isotopes affecte la masse atomique moyenne de leur élément.

Commençons par un bref récapitulatif de ce que sont les atomes, les ions et les éléments chimiques. Les chimistes se préoccupent le plus de trois particules différentes : les protons, les neutrons et les électrons, car ce sont eux qui constituent les atomes et les ions. Les protons et les neutrons se trouvent dans le noyau des atomes ou des ions. Et les protons et les neutrons ont à peu près la même masse, de une unité de masse atomique unifiée. L’unité de masse atomique unifiée est comme l’unité de masse atomique, et nous verrons la définition complète plus loin dans la vidéo.

Puisque les protons sont chargés positivement, et que les neutrons sont neutres, les noyaux sont globalement positifs. Et puisque le noyau positif va attirer des électrons chargés négativement, nous trouvons souvent des électrons autour des noyaux. Si le nombre d’électrons est égal au nombre de protons, alors la combinaison est globalement neutre, et nous appelons cela un atome. S’il y a moins d’électrons que de protons, alors la combinaison est globalement chargée positivement, et nous appelons cela un cation. Et si, en revanche, il y a plus d’électrons que de protons, alors la combinaison dans son ensemble est chargée négativement, et nous appelons cela un anion.

Conjointement, nous appelons les cations et les anions des ions. Les ions peuvent être formés de plus d’un atome. Mais dans cette vidéo, nous ne montrerons que des exemples avec un seul noyau, ce que nous appelons des ions simples. Le comportement chimique des atomes ou des ions simples est fortement déterminé par le nombre de protons dans leurs noyaux. C’est pourquoi les scientifiques regroupent les atomes et les ions simples en éléments chimiques tels que le carbone. Tous les atomes ou ions simples de carbone contiennent exactement six protons. Si vous preniez tous les atomes ou ions simples dans l’univers actuellement, vous les diviseriez en 118 groupes ou éléments. Vous pouvez trouver des informations sur les éléments dans le tableau périodique. Mais nous savons déjà que les noyaux peuvent également contenir des neutrons, qui affectent la masse et la stabilité du noyau.

Si nous prenons tous les atomes de carbone sur Terre, nous constaterons que la grande majorité a six neutrons dans le noyau, certains en ont sept, et très occasionnellement huit. C’est pourquoi les chimistes parlent d’isotopes, ce qui correspond au second niveau où nous regroupons les atomes ou les ions d’un élément en fonction du nombre de neutrons qu’ils contiennent. Le nombre de neutrons dans un atome n’affecte généralement pas le comportement chimique, mais il modifie la masse. Et les chimistes doivent connaître la masse pour déterminer la quantité d’une substance qu’il faut peser dans le laboratoire.

Imaginons trois atomes de carbone différents, ayant tous six protons dans leurs noyaux. Puisque les atomes sont neutres, et que les protons et les électrons ont une charge égale et opposée, chaque atome doit également avoir six électrons. Mais dans le premier atome, nous avons six neutrons. Dans le deuxième atome, nous en avons sept. Et dans le troisième atome, il y en a huit. La masse d’un proton et la masse d’un neutron sont à peu près les mêmes, mais la masse d’un électron est négligeable par rapport à celle d’un proton ou d’un neutron. Donc, en comparant avec un proton ou un neutron, la masse de nos atomes est d’environ 12, 13 ou 14.

Les scientifiques, pour des raisons qui sortent du cadre de cette vidéo, ont choisi un point de référence qui n’était pas un proton ou un neutron, mais qui au lieu de cela était l’atome de carbone avec six protons, six électrons et six neutrons. Et ils lui ont donné une masse atomique relative de 12. Ainsi, la masse en unités de masse atomique unifiées de ces atomes est d’exactement 12, d’environ 13 et d’environ 14. Une unité de masse atomique unifiée est l’équivalent d’un douzième de la masse d’un atome composé de six protons, six neutrons et six électrons, un atome de carbone avec six neutrons. Il est beaucoup plus facile de travailler avec des unités de masse atomique unifiées ou avec des masses atomiques relatives qu’avec des kilogrammes, car une unité de masse atomique unifiée vaut environ 1,6 fois 10 puissance moins 27 kilogrammes.

Maintenant, il ne nous reste qu’un seul problème. Comment appelons-nous ces variantes de carbone? Une possibilité serait de l’appeler carbone 6, la version du carbone à six neutrons. Une autre possibilité est que nous pourrions l’appeler carbone 12, où 12 indique la masse en unités de masse atomique unifiées. Mais nous rencontrons des problèmes lorsque nous essayons de nommer la version du carbone avec sept neutrons, parce que leur masse isotopique ne vaut pas exactement 13 unités de masse atomique unifiées. Au lieu de cela, les scientifiques ont proposé une solution de contournement appelée nombre de masse. Le nombre de masse est la façon dont nous identifions chaque variante unique d’un élément. Le nombre de masse est simplement égal au nombre de protons plus le nombre de neutrons pour les atomes ou les ions simples d’un isotope.

Et pour plus de commodité, le nombre de masse est très proche de la valeur numérique de la masse isotopique en unités de masse atomique unifiées ou de la masse atomique relative. Nous nous retrouvons avec le carbone 12 qui est six plus six, ou le carbone 13 qui est six plus sept, ou le carbone 14 qui est six plus huit. Nous appelons chaque variante un isotope. Les isotopes sont donc des atomes ou des ions simples du même élément. Donc, ils ont le même numéro atomique avec des nombres différents de neutrons. Donc, ils ont des nombres de masse différents.

Maintenant, regardons les façons dont vous pourriez voir les isotopes écrits. Disons que nous avons un atome ou un ion, et nous jetons un coup d’œil à l’intérieur du noyau. Et puis nous comptons le nombre de protons et le nombre de neutrons. Le nombre de protons nous indique le numéro atomique de l’atome ou de l’ion. La chose que nous faisons ensuite est d’aller dans le tableau périodique et de trouver l’élément avec le même numéro atomique. Et là, vous pouvez trouver le symbole et le nom de cet élément. Vous avez maintenant le début du nom de l’isotope. Nous revenons ensuite au noyau et additionnons le nombre de protons et le nombre de neutrons ensemble pour obtenir le nombre de masse de l’atome ou de l’ion. Et nous l’ajoutons à la fin.

Donc, imaginons que nous ayons un exemple tel que l’hydrogène 2. Nous allons dans le tableau périodique et nous recherchons l’hydrogène, puis nous trouvons le numéro atomique. Pour l’élément hydrogène, le numéro atomique est un. Donc, les atomes ou ions d’hydrogène 2 contiennent un proton. Nous revenons ensuite au nom et voyons que le numéro deux est à la fin. Nous connaissons donc notre nombre de masse. Pour calculer le nombre de neutrons, nous enlevons simplement le numéro atomique au nombre de masse, ce qui nous donne un, qui nous dit que nous avons un neutron et un proton dans un atome ou un ion d’hydrogène 2.

L’autre façon dont vous pourriez voir les isotopes écrits est avec la notation des nucléides. La notation des nucléides prend les informations sur l’isotope et les condense d’une manière qui peut être utilisée dans des équations chimiques. Le symbole de l’élément est utilisé pour l’isotope. Et en haut à gauche, nous avons le nombre de masse qui nous indique l’isotope. Et en bas à gauche, nous avons le numéro atomique. Si nous voulions écrire hydrogène 2 avec la notation des nucléides, nous commencerions par chercher l’hydrogène dans le tableau périodique et par voir que son symbole est H. Le nombre de masse, comme indiqué dans le nom, est deux. Et le numéro atomique pour l’hydrogène est un. Le numéro atomique peut toujours être trouvé à partir du symbole de l’élément en regardant le tableau périodique. Alors parfois, le numéro atomique est omis. Et vous pouvez indiquer la charge de la même manière que pour une formule chimique normale.

La prochaine particularité à propos des différents isotopes que nous allons voir est la radioactivité. Sans entrer dans trop de détails, les neutrons jouent un rôle majeur dans la manière dont les noyaux se maintiennent. S’il y a trop de neutrons ou trop peu de neutrons, les noyaux peuvent devenir instables. Un noyau instable a une chance de subir une désintégration nucléaire, et de devenir un type de noyau différent. Par exemple, le carbone 11, le carbone 14 et le carbone 15 sont instables. Si vous avez un échantillon de carbone 11, il faudra environ 20 minutes pour que la moitié de ces noyaux se désintègre. Pour le carbone 14, c’est 5 700 ans, soit beaucoup plus longtemps. Et pour le carbone 15, ce n’est que 2,4 secondes. Bien que les isotopes radioactifs soient dangereux, ils peuvent être employés utilement en imagerie médicale ou pour traiter le cancer. Le rayonnement qu’ils émettent peut être suivi ou peut être utilisé pour endommager les cellules cancéreuses.

Maintenant, nous avons eu un bon aperçu de ce que sont les isotopes. Voyons leurs conséquences dans le monde réel. En règle générale, les chimistes ne choisissent pas les isotopes avec lesquels ils travaillent. Nous sommes coincés avec ce que nous obtenons de l’air, de l’eau et du sol. Certains endroits sur Terre ont des niveaux légèrement différents de différents isotopes. Mais si vous deviez prendre 100 atomes de carbone n’importe où sur Terre, en moyenne, l’un d’entre eux serait du carbone 13 et 99 d’entre eux seraient du carbone 12. Lorsque ces abondances sont exprimées en pourcentages, nous les appelons pourcentages d’abondance isotopique.

Maintenant, pourquoi est-ce important? Si nous avions un échantillon qui était à 100 pour cent du carbone 12, alors la masse par atome serait de 12 unités de masse atomique unifiées. Cependant, si nous avions un échantillon qui était à 100 pour cent du carbone 13, ce serait 13 unités de masse atomique unifiées par atome. Mais, parce que les échantillons de carbone trouvés sur Terre sont en fait un mélange des deux isotopes, la masse moyenne est d’environ 12,1 u. Cela peut sembler ne pas être une grande différence, et dans de nombreux cas, ça ne l’est pas. Mais pour certains éléments, la différence est assez conséquente. Lorsque nous aurons fait suffisamment d’analyses pour dire que nous avons un échantillon représentatif de la planète entière, nous aurons calculé la masse atomique moyenne de l’élément. Pour tout élément, nous pouvons calculer la masse atomique moyenne en prenant les pourcentages d’abondance isotopique de chaque isotope et en les multipliant par la masse isotopique, puis en les additionnant tous ensemble.

Pour le carbone, il suffit de tenir compte du carbone 12 et du carbone 13. Mais pour certains éléments, il pourrait y avoir trois isotopes abondants ou plus. Essayons de calculer la masse atomique moyenne d’un élément à partir de l’abondance de ses isotopes. Regardons le lithium. Sur Terre, le lithium a deux isotopes courants abondants, le lithium 6 et le lithium 7. Ils sont tous les deux du lithium, et donc ils ont tous les deux un numéro atomique de trois. Mais le nombre de masse du lithium 6 est six, et le nombre de masse du lithium 7 est sept. Un atome de lithium 6 a donc trois protons et trois neutrons. Et un atome de lithium 7 a trois protons et quatre neutrons. Nous pouvons estimer la masse isotopique du lithium 6 à environ six unités de masse atomique unifiées.

Les masses isotopiques peuvent être données à des degrés de précision beaucoup plus élevés. Ici, nous allons simplement utiliser l’estimation. Et notre estimation de la masse d’un atome de lithium 7 est d’environ sept unités de masse atomique unifiées. Arrondi au pourcentage le plus près, l’abondance isotopique en pourcentage du lithium 6 est de huit pour cent. Et pour le lithium 7, elle est de 92 pour cent sur Terre. Pour un cas simple comme celui-ci, où nous n’avons que deux isotopes abondants, c’est la formule de la masse atomique moyenne. Pour les cas plus compliqués, nous avons juste eu à ajouter plus de formules. C’est ce que nous obtenons lorsque nous remplaçons dans nos formules. En fait, notre atome moyen est de huit pour cent de lithium 6 et de 92 pour cent de lithium 7. Nous obtenons donc 0,48 u plus 6,44 u, ce qui correspond à 6,92 unités de masse atomique unifiées.

La valeur de la masse atomique moyenne que nous avons obtenue ne correspond pas tout à fait à ce que nous trouvons pour le lithium dans le tableau périodique. C’est parce que nous avons utilisé des nombres arrondis pour les pourcentages d’abondance isotopique et les masses isotopiques. Si nous utilisions des nombres plus précis, nous obtiendrions une meilleure estimation. Essayons quelque chose de différent. Inversons les choses et déterminons l’abondance des isotopes à partir de la masse atomique moyenne. Nous savons, grâce au tableau périodique, que la masse atomique moyenne d’un atome de lithium est de 6,94 unités de masse atomique unifiées. Vous pouvez également utiliser la masse atomique relative, où simplement nous n’incluons pas u.

La chose suivante que nous devons savoir est : quels isotopes du lithium sont abondants ? Dans ce cas, il ne s’agit que du lithium 6 et du lithium 7. Et la dernière chose dont nous avons besoin sont les masses isotopiques, que nous allons estimer, à partir des nombres de masses des isotopes, à environ six u et environ sept u. Nous savons que la masse atomique moyenne du lithium doit être égale au pourcentage d’abondance isotopique du lithium 6 multiplié par six u plus le pourcentage d’abondance isotopique du lithium 7 multiplié par sept u. L’addition de tous les pourcentages d’abondance isotopique doit donner 100 pour cent. Nous pouvons donc remplacer là-dedans le pourcentage du lithium 7 comme étant égal à 100 pour cent moins le pourcentage du lithium 6. Cela s’écrit : le pourcentage du lithium 6 multiplié par six u plus sept u moins le pourcentage de lithium 6 multiplié par sept u. Qui se simplifie en : moins le pourcentage de lithium 6 multiplié par un u plus sept u.

Ensuite, nous pouvons remplacer par la valeur de la masse atomique moyenne du lithium, 6,94 u, annuler les unités de masse, soustraire sept des deux côtés, réorganiser et exprimer notre réponse finale de 0,06 en pourcentage, en multipliant par 100 pour cent. Ensuite, nous pouvons calculer le pourcentage d’abondance isotopique du lithium 7 en retirant six pour cent de 100 pour cent, ce qui nous donne 94 pour cent. Les abondances que nous avons calculées ici ne correspondent pas tout à fait à celles de l’exercice précédent. C’est parce que nous avons commencé avec la masse atomique moyenne du le tableau périodique. Si nous avions travaillé avec un élément différent, peut-être un ayant trois ou plusieurs isotopes abondants, nous aurions dû avoir plus d’informations, comme les abondances de certains de ces autres isotopes.

Maintenant, regardons les points clés. En termes simples, un isotope est simplement un type d’atome ou d’ion simple avec un nombre spécifique de protons et un nombre spécifique de neutrons dans leurs noyaux. Les isotopes sont donc des atomes ou des ions simples avec le même nombre de protons dans leurs noyaux, mais avec un nombre différent de neutrons. Par exemple, les isotopes du carbone ont tous le même nombre de protons, six, dans leurs noyaux, mais un nombre différent de neutrons.

Les isotopes peuvent être représentés en utilisant la notation des nucléides, où le nombre de masse et le numéro atomique sont joints au symbole de l’élément correspondant à l’isotope. Ou vous pouvez voir le nom complet de l’isotope, qui est le nom de l’élément constituant l’isotope, suivi du nombre de masse. Les isotopes des éléments sur Terre ont des pourcentages d’abondance naturelle, qui sont utilisés pour calculer les masses atomiques moyennes des éléments. Vous pouvez voir la masse atomique moyenne appelée « poids atomique ». Et enfin, vous pouvez calculer la masse atomique moyenne de n’importe quel élément ou échantillon en prenant les pourcentages d’abondance isotopique, en les multipliant par les masses isotopiques, puis en les additionnant tous ensemble.