Que sont les isotopes, et pourquoi sont-ils importants ?

Mêmes protons, neutrons différents

Chaque atome de carbone a 6 protons. C’est ce qui en fait du carbone. Mais tous les atomes de carbone n’ont pas le même nombre de neutrons. La plupart en ont 6, environ un sur cent en a 7, et un très petit nombre en ont 8.

Ces différentes versions sont appelées isotopes. Le mot vient de mots grecs signifiant « même place », car tous les isotopes d’un élément partagent une seule case du tableau périodique.

Les neutrons n’ont pas de charge : en ajouter ou en retirer ne change donc pas le nombre d’électrons. La chimie dépend des électrons, si bien que les isotopes d’un élément se comportent presque de la même façon dans les réactions. La principale différence entre eux est leur masse.

Comment les isotopes sont nommés

Un isotope porte le nom de son élément suivi de son nombre de masse, le total de ses protons et de ses neutrons. Le carbone 12 a 6 protons et 6 neutrons. Le carbone 13 a 6 protons et 7 neutrons. Le carbone 14 a 6 protons et 8 neutrons.

Les scientifiques écrivent aussi le nombre de masse en haut à gauche du symbole, comme dans ¹²C et ¹⁴C. Pour trouver les neutrons, soustrayez le numéro atomique du nombre de masse : 14 − 6 = 8 pour le carbone 14.

Les isotopes de l’hydrogène sont particuliers, car ils ont leurs propres noms. L’hydrogène ordinaire (hydrogène 1) n’a pas de neutron, le deutérium (hydrogène 2) en a un et le tritium (hydrogène 3) en a deux.

Pourquoi les masses atomiques sont des nombres décimaux

La plupart des éléments présents dans la nature sont un mélange d’isotopes. La masse atomique du tableau périodique est la masse moyenne de tous ces atomes, pondérée par l’abondance de chaque isotope.

Le chlore en est un exemple clair. Environ trois atomes de chlore sur quatre sont du chlore 35, et environ un sur quatre est du chlore 37. La moyenne se situe entre les deux, mais plus près de 35 : 35,45, le nombre de la case du chlore.

Le carbone fonctionne de la même façon. Environ 98,9 % des atomes de carbone sont du carbone 12 et environ 1,1 % du carbone 13 ; la masse atomique du carbone est donc 12,011, juste au-dessus de 12.

17ClChlore35,45

Isotopes stables et radioactifs

De nombreux isotopes sont stables, c’est-à-dire qu’ils ne changent jamais d’eux-mêmes. D’autres sont radioactifs. Leurs noyaux sont instables : tôt ou tard, ils se désintègrent et émettent un rayonnement. C’est ce qu’on appelle la désintégration radioactive, et elle transforme souvent l’atome en un autre élément.

Le carbone 14 est radioactif. Lorsqu’il se désintègre, l’un de ses neutrons se transforme en proton, et l’atome devient de l’azote 14. Le temps nécessaire pour que la moitié d’un échantillon se désintègre s’appelle sa demi-vie. Pour le carbone 14, la demi-vie est d’environ 5 730 ans.

Certains éléments n’ont aucun isotope stable. Le technétium (43), le prométhium (61) et tous les éléments plus lourds que le plomb (82) sont radioactifs.

À quoi servent les isotopes

Les plantes absorbent un peu de carbone 14 présent dans l’air, et les animaux en absorbent en mangeant des plantes. Lorsqu’un être vivant meurt, il cesse d’absorber du carbone, et son carbone 14 se désintègre lentement. En mesurant ce qu’il en reste, les scientifiques peuvent dater des os, du bois et des tissus jusqu’à environ 50 000 ans. C’est ce qu’on appelle la datation au radiocarbone.

Les médecins utilisent aussi des isotopes radioactifs. Le technétium 99m aide à produire des images des os et des organes, et l’iode 131 traite certaines maladies de la thyroïde. L’uranium 235, qui ne représente qu’environ 0,7 % de l’uranium naturel, est le combustible de la plupart des centrales nucléaires.