Isotopes

Isotopes et nombre de masse

Les atomes sont petits, très petits. Imagine un pamplemousse, dont tous les atomes sont des atomes d'azote. Si tu faisais exploser le pamplemousse pour qu'il ait la taille de la Terre, quelle serait, à ton avis, la taille de chacun des atomes ? La taille de la France? D'un terrain de football ? Un taxi parisien ? Ils n'auraient que la taille d'une myrtille. Tu peux imaginer que cela rend un peu difficile la découverte de certaines des propriétés les plus simples d'un atome, comme sa masse.

Tu te souviendras que, dans les particules fondamentales, les atomes ont trois particules subatomiques principales. En réalité, ils en ont un peu plus, mais pour l'instant, seuls le proton, le neutron et l'électron nous intéressent vraiment. Tu te souviens peut-être aussi que si les protons et les neutrons ont des masses très similaires, la masse d'un électron est presque inexistante. Ainsi, lorsque nous calculons la masse d'un atome, nous pouvons ignorer son nombre d'électrons. Le tableau ci-dessous te donne un rappel des masses et charges relatives des trois particules fondamentales :

Mais connaître le numéro de masse d'un atome n'est pas très utile, car il peut contenir plusieurs combinaisons différentes de protons et de neutrons. Par exemple, prenons un atome dont le numéro de masse est \( 14 \) . A-t-il huit protons et six neutrons, ou six protons et huit neutrons, ou peut-être sept de chaque ? C'est là que le numéro atomique entre en jeu.

Il nous indique aussi exactement de quel élément du tableau périodique, il fait partie, car tous les atomes d'un élément ont le même nombre de protons.

Nombre de particules fondamentales dans un atome

Pour savoir exactement combien de protons, de neutrons et d'électrons contient un atome, tu dois connaître son numéro de masse et son numéro atomique. Mais heureusement, le tableau périodique te donne ces informations gratuitement ! Prenons l'exemple du carbone.

Le plus grand nombre, \( 12 \) , est son numéro de masse et le plus petit nombre, \( 6 \) , est son numéro atomique. Que pouvons-nous apprendre de cela ? Eh bien, comme son numéro atomique est \( 6 \) , le carbone doit avoir six protons. Les atomes neutres contiennent le même nombre d'électrons que de protons, ce qui signifie que le carbone a également six électrons. Tu te rappelleras que le nombre de masse est simplement le nombre de protons et de neutrons combinés, donc pour trouver le nombre de neutrons, nous pouvons soustraire le nombre de protons, le numéro atomique, du nombre de masse. Ici, \( 12 - 6 = 6 \) . Cet atome de carbone possède six neutrons. Nous pourrions également indiquer le numéro de masse et le numéro atomique en écrivant \( ^{12}_{6}C \) .

Examinons un autre exemple.

Ici, l'hydrogène a un numéro de masse de \( 1 \) mais aussi un numéro atomique de \( 1 \) , au nombre entier le plus proche. Il doit donc avoir un proton et un électron. \( 1 - 1 = 0 \) , il n'a donc pas de neutrons.

Masse atomique relative

Alors pourquoi les numéros de masse des éléments ne sont pas des nombres entiers ? Eh bien, c'est parce que les numéros de masse dans le tableau périodique utilisent la masse atomique relative. La masse atomique relative est la masse moyenne d'un atome d'un élément dans un échantillon par rapport à \( \frac{1}{12} \) de la masse d'un atome de \( ^{12}C \) , en tenant compte de l'abondance des différents isotopes. On la mesure sur l'échelle du carbone \( 12 \) , où le \( ^{12}C \) a une masse d'exactement \( 12 \) .

Pour calculer la masse atomique relative, représente le pourcentage d'abondance de chaque isotope sous forme de fraction. Multiplie-la par la masse de l'isotope et additionne toutes les valeurs. Tu obtiens ainsi ta masse atomique relative.

Par exemple, un échantillon de chlore peut contenir \( 75 \% \) de \( ^{35}Cl \) et \( 25 \% \) de \( ^{37}Cl \) .

\( 0.75 \times 35 = 26,25 \)

\( 0.25 \times 37 = 9,25 \)

\( 26,25 + 9,25 = 35,5 \)

La masse atomique relative du chlore est donc de \( 35,5 \) .

Que sont les atomes isotopes ?

Tu remarqueras que le nombre de masse de l'hydrogène n'est pas un nombre entier. En fait, presque tous les numéros de masse du tableau périodique le sont. Pourquoi en est-il ainsi ? Eh bien, les numéros de masse tiennent compte des isotopes d'un élément. Nous verrons plus loin ce que cela signifie, mais pour l'instant, voyons ce qu'est exactement un isotope.

Cela signifie qu'ils ont des poids atomiques et des numéros de masse différents, mais le même numéro atomique.

Noyaux isotopes

Les noyaux isotopes existent naturellement en raison des différences de stabilité entre les différentes dispositions des protons et des neutrons dans le noyau.

Les isotopes d'un même élément ont les mêmes propriétés chimiques puisqu'ils ont la même configuration électronique. Cependant, ils ont des propriétés physiques différentes, car ils ont des masses différentes. Nous représentons les isotopes par un petit nombre de masse en exposant à gauche du symbole chimique. Par exemple, le \( ^{12}C \) a une masse atomique de \( 12 \) , mais le \( ^{13}C \) a une masse atomique de \( 13 \) , ce qui signifie qu'il contient un neutron supplémentaire.

Exemples d'isotopes

Les exemples d'isotopes les plus courants sont les isotopes de l'hydrogène et du carbone.

Quels sont les isotopes de l'hydrogène ?

Si nous parlons de l'élément hydrogène, il possède trois isotopes stables, à savoir le protium \( ^{1}H \) , le deutérium \( ^{2}H \) et le tritium \( ^{3}H \) . Ces isotopes ont le même nombre de protons, mais un nombre différent de neutrons : le protium à zéro, le deutérium un et le tritium deux.

Isotope de carbone

Le carbone possède également trois isotopes : le carbone \( 12 \) \( ^{12}C \) , le carbone \( 13 \) \( ^{13}C \) et le carbone \( 14 \) \( ^{14}C \) . Les chiffres \( 12 \) , \( 13 \) et \( 14 \) correspondent aux masses atomiques des isotopes. Le carbone \( 12 \) est un isotope stable, tandis que le carbone \( 14 \) est surtout un isotope radioactif.

Voici quelques autres exemples d'atomes isotopes courants : l'étain \( Sn \) a \( 22 \) isotopes, le zinc \( Zn \) a \( 21 \) isotopes connus, le néon \( Ne \) est un mélange de \( 3 \) isotopes, le xénon \( Xe \) naturel est constitué d'un mélange de \( 9 \) isotopes stables et le nickel \( Ni \) a \( 14 \) isotopes connus.

Radio-isotopes

Le nombre de neutrons dans un atome est déterminé par la stabilité relative du noyau. Les éléments légers comme le carbone sont les plus stables lorsqu'ils ont un nombre égal de protons et de neutrons dans leur noyau, alors que les éléments plus lourds préfèrent avoir un peu plus de neutrons. Cela permet à leurs noyaux de rester stables. Les atomes ayant trop ou trop peu de neutrons existent dans la nature, mais ils sont souvent instables. Cela signifie qu'ils se désintègrent et émettent des radiations. On appelle ces atomes des isotopes radioactifs ou radio-isotopes. Ils peuvent soit émettre une particule alpha, qui est un paquet de deux protons et deux neutrons, soit une particule bêta, qui est un électron se déplaçant rapidement. Cela se produit lorsqu'un neutron se transforme en un proton et un électron. Les deux types de désintégration radioactive modifient le rapport entre le numéro de masse et le numéro atomique de l'atome, ce qui le rend plus stable.

Ion

Nous savons que tous les atomes d'un élément ont le même nombre de protons et nous venons d'apprendre qu'ils peuvent avoir un nombre différent de neutrons. Mais que se passe-t-il s'ils ont un nombre différent d'électrons ?

Un ion est un atome qui a gagné ou perdu un ou plusieurs électrons pour former une particule chargée. Cependant, les ions ont toujours le même nombre de protons, donc le même numéro atomique. Un ion négatif a gagné des électrons alors qu'un ion positif en a perdu, car les électrons sont chargés négativement.

Les ions d'un même élément ont des propriétés chimiques différentes, car ils ont des configurations électroniques différentes. Les atomes ont tendance à vouloir avoir une enveloppe extérieure complète d'électrons, et leur nombre d'électrons peut donc changer radicalement leur réactivité. Par exemple, tu ne trouveras pas d'atomes de sodium dans la nature, mais tu trouveras des ions sodium positifs, \( Na^+ \) . Cela s'explique par le fait que les atomes de sodium réagissent facilement en perdant un électron, ce qui leur permet d'avoir une enveloppe extérieure complète.

Les ions sont représentés par un petit chiffre en exposant à droite du symbole chimique indiquant la charge de l'ion, ou par des chiffres romains. Par exemple, \( Fe^{+3} \) a perdu \( 3 \) électrons de l'atome neutre de \( Fe \) pour former un ion positif de charge \( +3 \) , qui peut également être représenté par le fer (III).

Prenons l'ion lithium, \( Li^+ \) , comme exemple. Le lithium a un numéro atomique de \( 3 \) et possède donc trois protons. S'il s'agissait d'un atome non chargé, nous nous attendrions également à ce qu'il ait trois électrons. Cependant, cet ion est chargé positivement, ce qui signifie qu'il a perdu un électron. Par conséquent, \( Li^+ \) ne possède que deux électrons.

Ions isotopes

Un ion est un atome dont la charge électrique nette est due à la perte ou au gain d'un ou plusieurs électrons.

Un isotope est chacune des deux formes ou plus d'un même élément qui contiennent un nombre égal de protons, mais un nombre différent de neutrons dans leur noyau, et qui diffèrent donc par leur masse atomique relative, mais pas par leurs propriétés chimiques. Les isotopes sont souvent radioactifs.

La notation scientifique standard pour les ions est la suivante :

\( Élément^{Charge} \)

Et pour les isotopes :

\( ^{Masse \ atomique}Élément \)

Ainsi, l'isotope de l'hélium qui possède deux protons et un neutron - masse atomique \( 3 \) - s'écrit :

\( ^{3}He \)

Si \( ^{3}He \) perd \( 2 \) électrons, il devient un ion avec une charge positive de \( 2 \) :

\( ^{3}He^{2+} \)

Donc \(^{3}He \) est un isotope, \( He^{2+} \) est un ion, et \( ^{3}He^{2+} \) est à la fois un ion et un isotope.