Sciences · Chimie
Les isotopes
Les isotopes d’un élément sont des atomes qui ont le même nombre de protons, donc les mêmes propriétés chimiques, mais un nombre de neutrons différent. Le carbone 12 et le carbone 14 en sont un exemple.
Mis à jour le 5 min de lecture
Tous les atomes de carbone ont 6 protons, mais certains ont 6 neutrons, d’autres 7, d’autres 8. Ce sont trois isotopes du carbone. Ils réagissent chimiquement de la même manière, mais ils n’ont pas la même masse et pas la même stabilité : le carbone 14 est radioactif, ce qui permet de dater les vestiges archéologiques. Les isotopes sont au cœur de la physique nucléaire, de la médecine, de la géologie et de la climatologie.
Le mot, proposé en 1913 par le chimiste britannique Frederick Soddy sur une suggestion de la médecin Margaret Todd, vient du grec isos, « égal », et topos, « lieu » : les isotopes occupent la même case du tableau périodique.
La notation
Un isotope se note par le symbole de l’élément, précédé en exposant du nombre de masse A et en indice du numéro atomique Z : ¹⁴₆C. Dans le texte, on écrit plus simplement carbone 14, C-14 ou ¹⁴C.
- Z = nombre de protons (définit l’élément) ;
- A = nombre de protons + neutrons (nombre de nucléons) ;
- N = A − Z = nombre de neutrons.
Voir la fiche atome pour la structure du noyau.
Exemples d’isotopes
| Élément | Isotope | Protons | Neutrons | Abondance naturelle | Stabilité |
|---|---|---|---|---|---|
| Hydrogène | hydrogène 1 (protium) | 1 | 0 | 99,98 % | stable |
| hydrogène 2 (deutérium, D) | 1 | 1 | environ 0,015 % | stable | |
| hydrogène 3 (tritium, T) | 1 | 2 | traces | radioactif, demi-vie 12,3 ans | |
| Carbone | carbone 12 | 6 | 6 | environ 98,9 % | stable |
| carbone 13 | 6 | 7 | environ 1,1 % | stable | |
| carbone 14 | 6 | 8 | traces | radioactif, demi-vie 5 730 ans | |
| Oxygène | oxygène 16 | 8 | 8 | 99,76 % | stable |
| oxygène 18 | 8 | 10 | 0,2 % | stable | |
| Chlore | chlore 35 | 17 | 18 | environ 76 % | stable |
| chlore 37 | 17 | 20 | environ 24 % | stable | |
| Uranium | uranium 235 | 92 | 143 | 0,72 % | radioactif, demi-vie 704 millions d’années |
| uranium 238 | 92 | 146 | 99,27 % | radioactif, demi-vie 4,47 milliards d’années |
L’hydrogène est le seul élément dont les isotopes ont des noms propres : le deutérium et le tritium.
Pourquoi les masses atomiques ne sont pas entières
La masse atomique indiquée dans le tableau périodique est une moyenne pondérée par l’abondance naturelle des isotopes. Le chlore pèse 35,45 et non 35 ou 37, car il est un mélange d’environ trois quarts de chlore 35 et un quart de chlore 37 : 0,76 × 35 + 0,24 × 37 ≈ 35,5.
Isotopes stables et radioactifs
On connaît environ 250 isotopes stables, répartis sur 80 éléments, et plus de 3 000 isotopes radioactifs (ou radio-isotopes), naturels ou artificiels. L’étain détient le record, avec dix isotopes stables. Au-delà du plomb (Z = 82), aucun élément n’a d’isotope stable.
La stabilité dépend de l’équilibre entre protons et neutrons. Un noyau qui a trop ou pas assez de neutrons se transforme spontanément en émettant un rayonnement : c’est la radioactivité. Chaque radio-isotope a une demi-vie caractéristique, de quelques fractions de seconde à des milliards d’années.
Mêmes propriétés chimiques, propriétés physiques différentes
Les propriétés chimiques dépendent des électrons, eux-mêmes fixés par le nombre de protons : les isotopes d’un élément réagissent donc de la même façon. En revanche, leurs masses diffèrent, ce qui modifie légèrement certaines propriétés physiques (vitesse de diffusion, température d’ébullition).
- L'eau lourde (D₂O), où l’hydrogène est remplacé par du deutérium, est environ 11 % plus dense que l’eau ordinaire ; elle gèle à 3,8 °C. Elle sert de modérateur dans certains réacteurs nucléaires.
- Ces petites différences permettent la séparation isotopique, notamment l’enrichissement de l’uranium en uranium 235 par centrifugation, indispensable aux centrales (voir fission et fusion nucléaires).
Les usages des isotopes
La datation au carbone 14
Le carbone 14 se forme en permanence dans la haute atmosphère sous l’effet des rayons cosmiques. Les êtres vivants en absorbent en respirant ou en se nourrissant, si bien que leur teneur reste constante tant qu’ils vivent. À leur mort, le carbone 14 n’est plus renouvelé et décroît de moitié tous les 5 730 ans. En mesurant ce qu’il en reste, on date bois, os, tissus ou charbons jusqu’à environ 50 000 ans. La méthode a été mise au point par Willard Libby vers 1949 (prix Nobel de chimie 1960).
Pour des durées plus longues, on utilise d’autres couples, comme potassium-argon ou uranium-plomb, qui ont permis d’estimer l’âge de la Terre à environ 4,5 milliards d’années (voir échelle des temps géologiques).
La médecine
- Imagerie : le technétium 99m, de demi-vie six heures, est le radio-isotope le plus utilisé en scintigraphie ; le fluor 18 sert à la tomographie par émission de positons (voir antimatière).
- Traitement : l’iode 131 soigne certaines maladies de la thyroïde ; le cobalt 60 a longtemps été utilisé en radiothérapie.
Le climat du passé
Le rapport entre oxygène 18 et oxygène 16 dans les glaces polaires et les coquilles fossiles dépend de la température au moment de leur formation. Les carottes de glace de l’Antarctique ont ainsi permis de reconstituer le climat des 800 000 dernières années.
L’énergie et l’industrie
L’uranium 235 et le plutonium 239 alimentent les réacteurs nucléaires ; le deutérium et le tritium sont les combustibles envisagés pour la fusion. Des sources radioactives servent à contrôler des soudures, stériliser du matériel médical ou mesurer des épaisseurs.
Questions fréquentes
Quelle est la différence entre deux isotopes ?
Leur nombre de neutrons, donc leur masse. Ils ont le même nombre de protons et d’électrons, donc les mêmes propriétés chimiques.
Tous les isotopes sont-ils radioactifs ?
Non. Beaucoup sont stables, comme le carbone 12 et le carbone 13. D’autres, comme le carbone 14 ou l’uranium 238, sont radioactifs.
Combien d’isotopes a le carbone ?
Il en a deux stables (carbone 12 et carbone 13) et de nombreux radioactifs, dont le carbone 14, le plus connu ; on en connaît une quinzaine au total.
Le deutérium est-il dangereux ?
Non. C’est un isotope stable et naturel de l’hydrogène, présent dans toute eau. L’eau lourde pure n’est pas toxique en petite quantité, mais ne peut pas remplacer l’eau ordinaire dans l’organisme.