Les isotopes sont des formes d’un élément qui ont un nombre différent de neutrons. Tous les isotopes d’un élément ont le même numéro atomique et le même nombre de protons, mais ils ont des masses atomiques différentes les unes des autres. Les isotopes d’un élément partagent des propriétés chimiques similaires, mais ont des propriétés nucléaires différentes.

Chaque élément a des isotopes. Les 81 éléments stables ont 275 isotopes. Mais, les éléments à isotopes stables ont aussi des isotopes radioactifs ou radioisotopes. Les éléments radioactifs, quant à eux, n’ont pas d’isotopes stables. Plus de 800 isotopes radioactifs ont été identifiés. Certains des isotopes radioactifs sont naturels, tandis que d’autres n’ont été produits qu’en laboratoire.

Origine du mot

Le terme isotopes a été inventé par le médecin écossais Margaret Todd en 1913. Elle a suggéré le mot au chimiste Frederick Soddy. Celui-ci l’a adopté pour l’utiliser en chimie et en physique. Le mot vient des mots grecs isos (égal) et topos (lieu). Les isotopes d’un élément occupent la même position sur le tableau périodique. La masse atomique d’un élément sur le tableau périodique est une moyenne des masses des isotopes naturels de cet élément.

Notation des isotopes

Il existe deux méthodes courantes pour écrire les isotopes :

(1) Le nom ou le symbole de l’élément est inscrit en premier, suivi d’un tiret et ensuite du numéro de masse de l’isotope. Par exemple, l’hydrogène-3 ou H-3 désigne l’isotope de l’hydrogène avec 1 proton et 2 neutrons, qui s’additionnent pour donner un numéro de masse de 3. Le carbone-12 ou C-12 désigne l’isotope stable du carbone avec 6 protons et 6 neutrons.

(2) Le numéro de masse ou à la fois le numéro de masse et le numéro atomique sont cités dans la partie supérieure gauche du symbole d’un élément. Par exemple, l’isotope du carbone avec 6 protons et 6 neutrons est 126C . Idéalement, le numéro de masse est positionné directement au-dessus du numéro atomique, mais cela n’est pas toujours possible pour la notation dactylographiée.

Exemples d’isotopes

Les isotopes de l’hydrogène sont l’hydrogène-1 (protium, qui est un isotope stable), l’hydrogène-2 (deutérium, qui est un autre isotope stable) et l’hydrogène-3 (tritium, qui est un radio-isotope).

L’uranium-235 et l’uranium-238 sont deux isotopes de l’uranium. Ce sont tous deux des isotopes naturels que l’on trouve dans la croûte terrestre.

Le carbone-12 et le carbone-14 sont deux isotopes du carbone. Le carbone-12 est stable, tandis que le carbone-14 est radioactif.

Isotopes parents et filles

Lorsqu’un radio-isotope subit une désintégration radioactive, l’isotope de départ est appelé isotope parent. La désintégration produit un ou plusieurs isotopes filles. Par exemple, l’uranium-238 est l’isotope parent qui se désintègre en isotope fille, le thorium-234.

Isotope vs Nucléide

Un isotope fait référence à un échantillon d’atomes. Lorsque le nombre de protons et de neutrons d’un atome individuel est étudié, on parle de nucléide de l’élément. En science nucléaire, le terme nuclide est préféré à celui d’isotope. Les nucléides ayant le même nombre de masse les uns par rapport aux autres sont appelés isobares. Par exemple, l’argon-40, le potassium-40 et le calcium-40 sont des isobares.

• Nagel, Miriam C. (1982). « Frederick Soddy : de l’alchimie aux isotopes ». Journal of Chemical Education. 59 (9) : 739-740. doi:10.1021/ed059p739
• Soddy, Frederick (1913). « Charge intra-atomique ». Nature 92 (2301), Springer Nature Publishing AG. doi:10.1038/092399c0
• Strömholm, Daniel ; Svedberg, Theodor (1909).  » Untersuchungen über die Chemie der radioactiven Grundstoffe II.  » (Investigations sur la chimie des éléments radioactifs, partie 2). Zeitschrift für anorganischen Chemie. 63 : 197-206.