Qu'est-ce qu'un isotope ?

Chaque élément a un nombre unique de protons, désigné par son numéro atomique et sa position dans le tableau périodique. Outre les protons, les noyaux de tous les éléments, à l'exception de l'hydrogène, contiennent également des neutrons, qui sont des particules électriquement neutres de même masse que les protons. Le nombre de protons dans le noyau d'un élément particulier ne change jamais, sinon il deviendrait un élément différent. Le nombre de neutrons peut cependant changer. Chaque variation du nombre de neutrons dans le noyau d'un élément particulier est un isotope différent de cet élément.

Le mot "isotope" vient du grec isos (égal) et topos (lieu), qui signifie que les isotopes d'un élément occupent la même place dans le tableau périodique, même s'ils ont des masses atomiques différentes. Contrairement au numéro atomique, qui est égal au nombre de protons dans le noyau, la masse atomique est la masse de tous les protons et des neutrons.

Une façon de désigner un isotope est d'écrire le symbole de l'élément suivi d'un nombre qui désigne le nombre total de nucléons dans son noyau. Par exemple, un isotope du carbone a 6 protons et 6 neutrons dans son noyau, vous pouvez donc le désigner par C-12. Un autre isotope, le C-14, possède deux neutrons supplémentaires.

Une autre façon de désigner les isotopes est d'utiliser des indices et des exposants avant le symbole de l'élément. En utilisant cette méthode, vous désigneriez le carbone-12 par ¹²₆C et carbone-14 comme ¹⁴₆C. L'indice est le numéro atomique et l'exposant est la masse atomique.

Chaque élément présent dans la nature a de multiples formes isotopiques, et les scientifiques ont réussi à en synthétiser bien d'autres en laboratoire. Im tous, il y a 275 isotopes des éléments stables et environ 800 isotopes radioactifs. Parce que chaque isotope a une masse atomique différente, la masse atomique répertoriée pour chaque élément dans le tableau périodique est une moyenne des masses de tous les isotopes pondérée par le pourcentage total de chaque isotope présent dans nature.

Par exemple, dans sa forme la plus basique, le noyau d'hydrogène est constitué d'un seul proton, mais il existe deux isotopes naturels, le deutérium (²₁H), qui a un proton, et le tritium (³₁H), qui en a deux. Parce que la forme ne contenant pas de protons est de loin la plus abondante, la masse atomique moyenne de l'hydrogène n'est pas très différente de 1. Il est 1.008.

Les atomes sont plus stables lorsque le nombre de protons et de neutrons dans le noyau est égal. L'ajout d'un neutron supplémentaire ne perturbe souvent pas cette stabilité, mais lorsque vous en ajoutez deux ou plus, l'énergie de liaison qui maintient les nucléons ensemble peut ne pas être assez forte pour les retenir. Les atomes rejettent les neutrons supplémentaires et avec eux, une certaine quantité d'énergie. Ce processus est la radioactivité.

Tous les éléments dont le numéro atomique est supérieur à 83 sont radioactifs en raison du grand nombre de nucléons dans leur noyau. Lorsqu'un atome perd un neutron pour revenir à une configuration plus stable, ses propriétés chimiques ne changent pas. Cependant, certains des éléments les plus lourds peuvent libérer un proton pour obtenir une configuration plus stable. Ce processus est une transmutation car l'atome se transforme en un élément différent lorsqu'il perd un proton. Lorsque cela se produit, l'atome qui subit le changement est l'isotope parent, et celui qui reste après la désintégration radioactive est l'isotope fille. Un exemple de transmutation est la désintégration de l'uranium-238 en thorium-234.