Les isotopes contiennent le même nombre. Applications des isotopes

isotopes

ISOTOPS-ov ; PL.(isotope singulier, -a; m.). [du grec. isos - égal et topos - lieu] Spécialiste. Variétés du même élément chimique, qui diffèrent par la masse des atomes. Isotopes radioactifs. Isotopes de l'uranium.

◁ Isotopique, th, th. I. indicateur.

isotopes

Historique de la recherche
Les premières données expérimentales sur l'existence d'isotopes ont été obtenues en 1906-10. dans l'étude des propriétés des transformations radioactives des atomes d'éléments lourds. En 1906-07. il a été constaté que le produit de désintégration radioactive de l'uranium - ionium et le produit de désintégration radioactive du thorium - radiothorium ont les mêmes propriétés chimiques que le thorium, mais diffèrent de ce dernier masse atomique et les caractéristiques de la désintégration radioactive. De plus : les trois éléments ont les mêmes spectres optique et X. À la suggestion du scientifique anglais F. Soddy (cm. SODDI Frédéric), ces substances sont devenues connues sous le nom d'isotopes.
Après la découverte d'isotopes dans des éléments radioactifs lourds, la recherche d'isotopes dans des éléments stables a commencé. Une confirmation indépendante de l'existence d'isotopes stables d'éléments chimiques a été obtenue dans les expériences de J. J. Thomson (cm. Thomson Joseph John) et F.Aston (cm. ASTON Francis Guillaume). Thomson en 1913 a découvert isotopes stables au néon. Aston, qui a mené des recherches à l'aide d'un instrument qu'il a conçu, appelé spectrographe de masse (ou spectromètre de masse), en utilisant la méthode de spectrométrie de masse (cm. SPECTROMÉTRIE DE MASSE), a prouvé que de nombreux autres éléments chimiques stables ont des isotopes. En 1919, il obtient la preuve de l'existence de deux isotopes 20 Ne et 22 Ne, dont l'abondance relative (abondance) dans la nature est d'environ 91% et 9%. Par la suite, l'isotope 21 Ne a été découvert avec une prévalence de 0,26%, des isotopes du chlore, du mercure et d'un certain nombre d'autres éléments.
Un spectromètre de masse d'une conception légèrement différente dans les mêmes années a été créé par AJ Dempster (cm. Dempster Arthur Jeffrey). À la suite de l'utilisation et de l'amélioration ultérieures des spectromètres de masse, un tableau presque complet des compositions isotopiques a été compilé grâce aux efforts de nombreux chercheurs. En 1932, un neutron a été découvert - une particule sans charge, avec une masse proche de la masse du noyau d'un atome d'hydrogène - un proton, et un modèle proton-neutron du noyau a été créé. En conséquence, la définition finale du concept d'isotopes a été établie en science: les isotopes sont des substances dont les noyaux atomiques sont constitués du même nombre de protons et ne diffèrent que par le nombre de neutrons dans le noyau. Vers 1940, une analyse isotopique avait été effectuée pour tous les éléments chimiques connus à cette époque.
Dans l'étude de la radioactivité, environ 40 substances radioactives naturelles ont été découvertes. Ils ont été regroupés en familles radioactives dont les ancêtres sont des isotopes du thorium et de l'uranium. Naturel comprennent toutes les variétés stables d'atomes (il y en a environ 280) et tous ceux naturellement radioactifs qui font partie des familles radioactives (il y en a 46). Tous les autres isotopes sont obtenus à la suite de réactions nucléaires.
Pour la première fois en 1934 I. Curie (cm. Joliot-Curie Irène) et F. Joliot-Curie (cm. Joliot-Curie Frédéric) ont reçu artificiellement des isotopes radioactifs d'azote (13 N), de silicium (28 Si) et de phosphore (30 P), qui sont absents dans la nature. Avec ces expériences, ils ont démontré la possibilité de synthétiser de nouveaux nucléides radioactifs. Parmi les radio-isotopes artificiels actuellement connus, plus de 150 appartiennent à des éléments transuraniens. (cm.ÉLÉMENTS TRANSURAINS) introuvable sur Terre. Théoriquement, on suppose que le nombre d'espèces isotopiques capables d'exister peut atteindre l'ordre de 6000.

Dictionnaire encyclopédique. 2009 .

Voyez ce que sont les "isotopes" dans d'autres dictionnaires :

Encyclopédie moderne

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Variétés de ce chem. éléments qui diffèrent par la masse des noyaux. Possédant la même charge nucléaire Z, mais différant par le nombre de neutrons, I. ont la même structure de couches d'électrons, c'est-à-dire chimique très proche. sv va, et occupent le même ... ... Encyclopédie physique

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Atomes chimiques. éléments qui ont des nombres de masse différents mais qui ont la même charge noyaux atomiques et donc occupant une place dans le système périodique de Mendeleïev. Atomes de différents isotopes de la même chimie. les éléments diffèrent en nombre ... ... Encyclopédie géologique

Lors de l'étude des propriétés des éléments radioactifs, il a été constaté que des atomes de masses nucléaires différentes peuvent être trouvés dans le même élément chimique. En même temps, ils ont la même charge nucléaire, c'est-à-dire qu'il ne s'agit pas d'impuretés de substances tierces, mais de la même substance.

Que sont les isotopes et pourquoi existent-ils

Dans le système périodique de Mendeleev, un élément donné et les atomes d'une substance avec une masse différente du noyau occupent une cellule. Sur la base de ce qui précède, ces variétés de la même substance ont reçu le nom "isotopes" (du grec isos - le même et topos - lieu). Alors, isotopes- ce sont des variétés d'un élément chimique donné qui diffèrent par la masse des noyaux atomiques.

Selon le modèle neutron-proton accepté du noyau, l'existence d'isotopes a été expliquée comme suit : les noyaux de certains atomes de matière contiennent un nombre différent de neutrons, mais le même nombre de protons. En fait, la charge nucléaire des isotopes d'un élément est la même, par conséquent, le nombre de protons dans le noyau est le même. Les noyaux diffèrent en masse, respectivement, ils contiennent un nombre différent de neutrons.

Isotopes stables et instables

Les isotopes sont soit stables soit instables. À ce jour, environ 270 isotopes stables et plus de 2000 isotopes instables sont connus. isotopes stables- Ce sont des variétés d'éléments chimiques qui peuvent exister indépendamment pendant longtemps.

La plupart de isotopes instables a été obtenu artificiellement. Les isotopes instables sont radioactifs, leurs noyaux sont soumis au processus de désintégration radioactive, c'est-à-dire à la transformation spontanée en d'autres noyaux, accompagnée de l'émission de particules et/ou de rayonnement. Presque tous les isotopes artificiels radioactifs ont des demi-vies très courtes, mesurées en secondes et même en fractions de secondes.

Combien d'isotopes un noyau peut-il contenir

Le noyau ne peut pas contenir un nombre arbitraire de neutrons. En conséquence, le nombre d'isotopes est limité. Même en nombre de protonséléments, le nombre d'isotopes stables peut atteindre dix. Par exemple, l'étain a 10 isotopes, le xénon en a 9, le mercure en a 7, etc.

Ces éléments le nombre de protons est impair, ne peut avoir que deux isotopes stables. Certains éléments n'ont qu'un seul isotope stable. Ce sont des substances telles que l'or, l'aluminium, le phosphore, le sodium, le manganèse et autres. De telles variations du nombre d'isotopes stables pour différents éléments sont associées à une dépendance complexe du nombre de protons et de neutrons sur l'énergie de liaison du noyau.

Presque toutes les substances dans la nature existent sous la forme d'un mélange d'isotopes. Le nombre d'isotopes dans la composition d'une substance dépend du type de substance, de la masse atomique et du nombre d'isotopes stables d'un élément chimique donné.

Répétez les principales dispositions du sujet "Concepts de base de la chimie" et résolvez les tâches proposées. Utilisez ##6-17.

Points clés

1. Substance(simple et complexe) est toute combinaison d'atomes et de molécules qui se trouve dans un certain état d'agrégation.

La transformation des substances, accompagnée d'une modification de leur composition et (ou) de leur structure, est appelée réactions chimiques .

2. Unités structurelles substances:

· Atome- la plus petite particule électriquement neutre d'un élément chimique et d'une substance simple, qui possède toutes ses propriétés chimiques et est en outre physiquement et chimiquement indivisible.

· Molécule- la plus petite particule électriquement neutre d'une substance qui a toutes ses propriétés chimiques, physiquement indivisible, mais chimiquement divisible.

3. Élément chimique Un type d'atome avec une certaine charge nucléaire.

4. Composé atome :

Particule	Comment déterminer ?	Charge		Lester
		CL	unités conventionnelles		a.m.m.
Électron	Ordinal Numéro (N)	1.6 ∙ 10 -19		9.10 ∙ 10 -28	0.00055
Proton	Ordinal Numéro (N)	1.6 ∙ 10 -19		1.67 ∙ 10 -24	1.00728
Neutron	Ar-N			1.67 ∙ 10 -24	1.00866

5. Composé noyau atomique :

Le noyau contient particules élémentaires (nucléons) –

protons(1 1 p ) et neutrons(10n).

· Car Presque toute la masse d'un atome est concentrée dans le noyau MP ≈ m n≈ 1 uma, alors valeur arrondieUn rd'un élément chimique est égal au nombre total de nucléons dans le noyau.

7. isotopes- une variété d'atomes du même élément chimique, ne différant les uns des autres que par leur masse.

· Désignation des isotopes : à gauche du symbole de l'élément indiquer le numéro de masse (en haut) et le numéro de série de l'élément (en bas)

Pourquoi les isotopes ont-ils des masses différentes ?

Tâche : Déterminer la composition atomique des isotopes du chlore : 35 17CLet 37 17CL?

Les isotopes ont des masses différentes en raison de numéro différent neutrons dans leur noyau.

8. Dans la nature, les éléments chimiques existent sous forme de mélanges d'isotopes.

La composition isotopique d'un même élément chimique est exprimée en termes de fractions atomiques(ω at.), qui indiquent quelle partie est le nombre d'atomes d'un isotope donné de nombre total atomes de tous les isotopes élément donné pris comme une unité ou 100 %.

Par exemple:

ω à (35 17 Cl) = 0,754

ω à (37 17 Cl) = 0,246

9. Le tableau périodique montre les valeurs moyennes des masses atomiques relatives des éléments chimiques, en tenant compte de leur composition isotopique. Par conséquent, les A r indiqués dans le tableau sont fractionnaires.

Un rÉpouser= ω à 1) ∙ Ar (1) + … + ω à.(n ) ∙ Ar ( n )

Par exemple:

Un rÉpouser(Cl) \u003d 0,754 ∙ 35 + 0,246 ∙ 37 \u003d 35,453

10. Tâche à résoudre :

N° 1. Déterminer la masse atomique relative du bore si l'on sait que la fraction molaire de l'isotope 10 B est de 19,6 % et que l'isotope 11 B est de 80,4 %.

11. Les masses des atomes et des molécules sont très petites. À l'heure actuelle, un système de mesure unifié a été adopté en physique et en chimie.

1 amou =m(a.m.u.) = 1/12 m(12C) = 1.66057 ∙ 10 -27 kg \u003d 1,66057 ∙ 10 -24 g.

Masses absolues de certains atomes :

m( C) \u003d 1,99268 ∙ 10 -23 g

m( H) \u003d 1,67375 ∙ 10 -24g

m( O) \u003d 2,656812 ∙ 10 -23 g

Un r- montre combien de fois un atome donné est plus lourd que 1/12 d'un atome de 12 C. M∙ 1,66 ∙ 10 -27 kg

13. Le nombre d'atomes et de molécules dans des échantillons ordinaires de substances est très important. Par conséquent, lors de la caractérisation de la quantité d'une substance, une unité de mesure est utilisée -Môle .

· Taupe (ν)- une unité de quantité d'une substance qui contient autant de particules (molécules, atomes, ions, électrons) qu'il y a d'atomes dans 12 g d'un isotope 12 C

Masse de 1 atome 12 C est de 12 amu, donc le nombre d'atomes dans 12 g de l'isotope 12 Céquivaut à:

N / A= 12 g / 12 ∙ 1,66057 ∙ 10 -24 g = 6,0221 ∙ 10 23

· Quantité physique N / A appelé Avogadro constant (nombre d'Avogadro) et a la dimension [ N A ] = mol -1 .

14. Formules de base :

M = M = ρ ∙ Vm(ρ – densité ; V m – volume à n.c.)

Tâches pour une solution indépendante

N° 1. Calculer le nombre d'atomes d'azote dans 100 g de carbonate d'ammonium contenant 10 % d'impuretés non azotées.

N° 2. Dans des conditions normales, 12 litres d'un mélange gazeux composé d'ammoniac et de dioxyde de carbone ont une masse de 18 g. Combien de litres de chacun des gaz le mélange contient-il ?

Numéro 3. Sous l'action d'un excès d'acide chlorhydrique sur 8,24 g d'un mélange d'oxyde de manganèse (IV) avec un oxyde inconnu MO 2 qui ne réagit pas avec l'acide chlorhydrique, 1,344 l de gaz au n.o. Dans une autre expérience, il a été constaté que le rapport molaire de l'oxyde de manganèse (IV) à l'oxyde inconnu est de 3:1. Définissez la formule de l'oxyde inconnu et calculez sa fraction massique dans le mélange.

isotopes- variétés d'atomes (et de noyaux) d'un élément chimique qui ont le même numéro atomique (ordinal), mais des nombres de masse différents.

Le terme isotope est formé à partir des racines grecques isos (ἴσος "égal") et topos (τόπος "lieu"), signifiant "même lieu" ; Ainsi, la signification du nom est que différents isotopes du même élément occupent la même position dans le tableau périodique.

Trois isotopes naturels de l'hydrogène. Le fait que chaque isotope ait un proton a des variantes de l'hydrogène : l'identité isotopique est déterminée par le nombre de neutrons. De gauche à droite, les isotopes sont le protium (1H) avec zéro neutron, le deutérium (2H) avec un neutron et le tritium (3H) avec deux neutrons.

Le nombre de protons dans le noyau d'un atome est appelé numéro atomique et est égal au nombre d'électrons dans un atome neutre (non ionisé). Chaque numéro atomique identifie un élément particulier, mais pas un isotope ; Un atome d'un élément donné peut avoir une large gamme de nombre de neutrons. Le nombre de nucléons (protons et neutrons) dans un noyau est le nombre de masse d'un atome, et chaque isotope d'un élément donné a un nombre de masse différent.

Par exemple, le carbone 12, le carbone 13 et le carbone 14 sont trois isotopes du carbone élémentaire avec des nombres de masse 12, 13 et 14, respectivement. Le numéro atomique du carbone est 6, ce qui signifie que chaque atome de carbone a 6 protons, donc les nombres de neutrons de ces isotopes sont 6, 7 et 8, respectivement.

Huclides et isotopes

Le nucléide appartient au noyau, pas à l'atome. Des noyaux identiques appartiennent au même nucléide, par exemple, chaque noyau de nucléide de carbone 13 est constitué de 6 protons et de 7 neutrons. Le concept de nucléides (faisant référence à des espèces nucléaires individuelles) met l'accent sur les propriétés nucléaires plutôt que sur les propriétés chimiques, tandis que le concept d'isotope (regroupant tous les atomes de chaque élément) met l'accent sur la réaction chimique plutôt que sur le nucléaire. Le nombre de neutrons a une grande influence sur les propriétés des noyaux, mais son influence sur les propriétés chimiques est négligeable pour la plupart des éléments. Même dans le cas des éléments les plus légers, où le rapport des neutrons au numéro atomique varie le plus entre les isotopes, il n'a généralement qu'un effet mineur, bien qu'il ait de l'importance dans certains cas (pour l'hydrogène, l'élément le plus léger, l'effet isotopique est grande incidence sur la biologie). Puisqu'un isotope est plus terme ancien, il est mieux connu que le nucléide et est encore parfois utilisé dans des contextes où le nucléide pourrait être plus approprié, comme la technologie nucléaire et la médecine nucléaire.

Notation

Un isotope ou un nucléide est identifié par le nom d'un élément particulier (cela indique le numéro de l'atome) suivi d'un trait d'union et d'un nombre de masse (par exemple, hélium-3, hélium-4, carbone-12, carbone-14, uranium- 235 et uranium-239). Lorsqu'un symbole chimique est utilisé, par ex. "C" pour le carbone, la notation standard (maintenant connue sous le nom de "notation AZE" car A est le nombre de masse, Z est le numéro atomique et E pour l'élément) est d'indiquer le nombre de masse (nombre de nucléons) avec un exposant à en haut à gauche du symbole chimique et indiquez le numéro atomique avec un indice dans le coin inférieur gauche). Étant donné que le numéro atomique est donné par le symbole de l'élément, généralement seul le nombre de masse en exposant est donné, et l'indice d'atome n'est pas donné. La lettre m est parfois ajoutée après le nombre de masse pour indiquer un isomère nucléaire, un état nucléaire métastable ou énergétiquement excité (par opposition à l'état fondamental d'énergie la plus basse), tel que 180m 73Ta (tantale-180m).

Isotopes radioactifs, primaires et stables

Certains isotopes sont radioactifs et sont donc appelés radio-isotopes ou radionucléides, tandis que d'autres n'ont jamais été observés pour se désintégrer de manière radioactive et sont appelés isotopes stables ou nucléides stables. Par exemple, le 14 C est une forme radioactive du carbone, tandis que le 12 C et le 13 C sont des isotopes stables. Il existe environ 339 nucléides naturels sur Terre, dont 286 sont des nucléides primordiaux, ce qui signifie qu'ils existent depuis leur formation. système solaire.

Les nucléides d'origine comprennent 32 nucléides avec de très longues demi-vies (plus de 100 millions d'années) et 254 qui sont officiellement considérés comme des « nucléides stables » parce qu'on n'a pas observé leur désintégration. Dans la plupart des cas, pour des raisons évidentes, si un élément a des isotopes stables, ces isotopes dominent l'abondance élémentaire trouvée sur Terre et dans le système solaire. Cependant, dans le cas de trois éléments (tellure, indium et rhénium), l'isotope le plus abondant trouvé dans la nature est en fait un (ou deux) radio-isotope(s) à vie extrêmement longue de l'élément, malgré le fait que ces éléments ont un ou plusieurs isotopes stables.

La théorie prédit que de nombreux isotopes / nucléides apparemment «stables» sont radioactifs, avec des demi-vies extrêmement longues (sans tenir compte de la possibilité de désintégration des protons, ce qui rendrait finalement tous les nucléides instables). Sur les 254 nucléides qui n'ont jamais été observés, seuls 90 d'entre eux (tous les 40 premiers éléments) sont théoriquement résistants à toutes les formes de désintégration connues. L'élément 41 (niobium) est théoriquement instable par fission spontanée, mais cela n'a jamais été découvert. De nombreux autres nucléides stables sont en théorie énergétiquement sensibles à d'autres formes connues de désintégration, telles que la désintégration alpha ou la double désintégration bêta , mais les produits de désintégration n'ont pas encore été observés, et donc ces isotopes sont considérés comme "observationment stables". Les demi-vies prévues pour ces nucléides dépassent souvent largement l'âge estimé de l'univers, et en fait il existe également 27 radionucléides connus avec des demi-vies plus longues que l'âge de l'univers.

Les nucléides radioactifs, créés artificiellement, actuellement 3339 nucléides sont connus. Ceux-ci incluent 905 nucléides qui sont stables ou ont des demi-vies supérieures à 60 minutes.

Propriétés isotopiques

Propriétés chimiques et moléculaires

Un atome neutre a le même nombre d'électrons que de protons. Ainsi, différents isotopes d'un élément donné ont le même nombre d'électrons et ont un structure électronique. Étant donné que le comportement chimique d'un atome est largement déterminé par sa structure électronique, différents isotopes présentent un comportement chimique presque identique.

Une exception à cela est l'effet isotopique cinétique : en raison de leurs grandes masses, les isotopes plus lourds ont tendance à réagir un peu plus lentement que les isotopes plus légers du même élément. Ceci est plus prononcé pour le protium (1 H), le deutérium (2 H) et le tritium (3 H), puisque le deutérium a deux fois la masse du protium et le tritium a trois fois la masse du protium. Ces différences de masse affectent également le comportement de leurs liaisons chimiques, modifiant le centre de gravité (masse réduite) des systèmes atomiques. Cependant, pour les éléments plus lourds, la différence de masse relative entre les isotopes est beaucoup plus petite, de sorte que les effets de la différence de masse en chimie sont généralement négligeables. (Les éléments lourds ont également relativement plus de neutrons que les éléments plus légers, de sorte que le rapport de la masse nucléaire à la masse totale des électrons est un peu plus grand.)

De même, deux molécules qui ne diffèrent que par les isotopes de leurs atomes (isotopologues) ont la même structure électronique et donc des propriétés physiques et chimiques presque impossibles à distinguer (encore une fois, le deutérium et le tritium étant les principales exceptions). Les modes vibrationnels d'une molécule sont déterminés par sa forme et les masses de ses atomes constitutifs ; Par conséquent, différents isotopologues ont différents ensembles de modes vibrationnels. Parce que les modes vibrationnels permettent à une molécule d'absorber les photons des énergies appropriées, les isotopologues ont des propriétés optiques différentes dans l'infrarouge.

Propriétés nucléaires et stabilité

Demi-vies isotopiques. Le graphique des isotopes stables s'écarte de la ligne Z = N à mesure que le numéro d'élément Z augmente

Les noyaux atomiques sont constitués de protons et de neutrons liés entre eux par des résidus une force puissante. Parce que les protons sont chargés positivement, ils se repoussent. Les neutrons, qui sont électriquement neutres, stabilisent le noyau de deux manières. Leur contact repousse un peu les protons, réduisant la répulsion électrostatique entre les protons, et ils exercent une force nucléaire attractive l'un sur l'autre et sur les protons. Pour cette raison, un ou plusieurs neutrons sont nécessaires pour que deux protons ou plus se lient au noyau. À mesure que le nombre de protons augmente, le rapport des neutrons aux protons nécessaires pour fournir un noyau stable augmente également (voir le graphique à droite). Par exemple, bien que le rapport neutron : proton 3 2 He soit de 1:2, le rapport neutron : proton 238 92 U
Plus de 3:2. Un certain nombre d'éléments plus légers ont des nucléides stables avec un rapport de 1:1 (Z = N). Le nucléide 40 20 Ca (calcium-40) est le nucléide stable le plus lourd observable avec le même nombre de neutrons et de protons ; (Théoriquement, l'écurie la plus lourde est le soufre-32). Tous les nucléides stables plus lourds que le calcium-40 contiennent plus de neutrons que de protons.

Nombre d'isotopes par élément

Sur les 81 éléments avec des isotopes stables, le plus grand nombre Les isotopes stables observables pour tout élément sont dix (pour l'élément étain). Aucun élément n'a neuf isotopes stables. Le xénon est le seul élément avec huit isotopes stables. Quatre éléments ont sept isotopes stables, dont huit ont six isotopes stables, dix ont cinq isotopes stables, neuf ont quatre isotopes stables, cinq ont trois isotopes stables, 16 ont deux isotopes stables et 26 éléments n'en ont qu'un (dont 19 sont les éléments dits mononucléides, qui ont un seul isotope stable primordial qui domine et fixe le poids atomique de l'élément naturel avec une grande précision, 3 éléments mononucléides radioactifs sont également présents). À total il y a 254 nucléides dont la désintégration n'a pas été observée. Pour 80 éléments qui ont un ou plusieurs isotopes stables, le nombre moyen d'isotopes stables est de 254/80 = 3,2 isotopes par élément.

Nombre pair et impair de nucléons

Protons : Le rapport des neutrons n'est pas le seul facteur affectant la stabilité nucléaire. Cela dépend aussi de la parité ou de l'impair de son numéro atomique Z, du nombre de neutrons N, donc de la somme de leur nombre de masse A. Odd Z et N ont tendance à abaisser l'énergie de liaison nucléaire, créant des noyaux impairs qui sont généralement moins stables . Cette différence significative d'énergie de liaison nucléaire entre les noyaux voisins, en particulier les isobares impairs, a des conséquences importantes : les isotopes instables avec un nombre sous-optimal de neutrons ou de protons se désintègrent par désintégration bêta (y compris la désintégration des positrons), la capture d'électrons ou d'autres moyens exotiques tels que la fission spontanée et pourriture grappes.

La plupart des nucléides stables sont un nombre pair de protons et un nombre pair de neutrons, où Z, N et A sont tous pairs. Les nucléides stables impairs sont divisés (approximativement uniformément) en nucléides impairs.

numéro atomique

Les 148 nucléides pairs à protons, pairs à neutrons (EE) représentent environ 58 % de tous les nucléides stables. Il existe également 22 nucléides pairs primordiaux à longue durée de vie. En conséquence, chacun des 41 éléments pairs de 2 à 82 a au moins un isotope stable, et la plupart de ces éléments ont plusieurs isotopes primaires. La moitié de ces éléments pairs ont six isotopes stables ou plus. L'extrême stabilité de l'hélium-4, due à la liaison binaire de deux protons et de deux neutrons, empêche tout nucléide contenant cinq ou huit nucléons d'exister suffisamment longtemps pour servir de plate-forme d'accumulation d'éléments plus lourds par fusion nucléaire.

Ces 53 nucléides stables ont nombre pair protons et un nombre impair de neutrons. Ils sont minoritaires par rapport aux isotopes pairs, qui sont environ 3 fois plus nombreux. Parmi les 41 éléments pairs-Z qui ont un nucléide stable, seuls deux éléments (argon et cérium) n'ont pas de nucléides stables pairs-impairs. Un élément (étain) en a trois. Il y a 24 éléments qui ont un nucléide pair-impair et 13 qui ont deux nucléides pairs-impairs.

En raison de leur nombre impair de neutrons, les nucléides pairs-impairs ont tendance à avoir grandes sections capture de neutrons due à l'énergie qui résulte des effets du couplage neutronique. Ces nucléides stables peuvent être exceptionnellement abondants dans la nature, principalement parce que pour se former et entrer dans l'abondance primordiale, ils doivent échapper à la capture de neutrons afin de former encore d'autres isotopes pairs-impairs stables au cours de la façon dont s est le processus et r est le processus de capture des neutrons lors de la nucléosynthèse.

numéro atomique impair

Les 48 nucléides stables à protons impairs et à neutrons pairs, stabilisés par leur nombre pair de neutrons appariés, forment la majorité des isotopes stables des éléments impairs ; Très peu de nucléides de neutrons à protons impairs constituent les autres. Il existe 41 éléments impairs de Z = 1 à 81, dont 39 ont des isotopes stables (les éléments technétium (43 Tc) et prométhium (61 Pm) n'ont pas d'isotopes stables). Parmi ces 39 éléments Z impairs, 30 éléments (y compris l'hydrogène-1, où 0 neutron est pair) ont un isotope pair impair stable, et neuf éléments : le chlore (17 Cl), le potassium (19K), le cuivre (29 Cu), le gallium (31 Ga), le brome (35 Br), l'argent (47 Ag), l'antimoine (51 Sb), l'iridium (77 Ir) et le thallium (81 Tl) ont chacun deux isotopes stables pairs-impairs. Ainsi, 30 + 2 (9) = 48 isotopes pairs-pairs stables sont obtenus.

Seuls cinq nucléides stables contiennent à la fois un nombre impair de protons et un nombre impair de neutrons. Les quatre premiers nucléides «impairs-impairs» se produisent dans des nucléides de faible poids moléculaire, pour lesquels le passage d'un proton à un neutron ou vice versa se traduira par un rapport proton-neutron très déséquilibré.

Le seul nucléide complètement "stable", impair-impair est 180m 73 Ta, qui est considéré comme le plus rare des 254 isotopes stables et est le seul isomère nucléaire primordial dont la désintégration n'a pas encore été observée, malgré les tentatives expérimentales.

Nombre impair de neutrons

Les actinides avec un nombre impair de neutrons ont tendance à fissionner (avec des neutrons thermiques), tandis que ceux avec un nombre pair de neutrons ont tendance à ne pas le faire, bien qu'ils fissionnent en neutrons rapides. Tous les nucléides impairs-impairs stables d'un point de vue observationnel ont un spin entier non nul. En effet, un seul neutron non apparié et un proton non apparié ont plus d'attraction de force nucléaire l'un sur l'autre si leurs spins sont alignés (produisant un spin total d'au moins 1 unité) plutôt qu'alignés.

Occurrence dans la nature

Les éléments sont constitués d'un ou plusieurs isotopes naturels. Les isotopes instables (radioactifs) sont soit primaires, soit post-exemple. Les isotopes d'origine étaient le produit de la nucléosynthèse stellaire, ou d'un autre type de nucléosynthèse comme la division des rayons cosmiques, et ont persisté jusqu'à présent parce que leur taux de désintégration est si lent (par exemple l'uranium-238 et le potassium-40). Les isotopes post-naturels ont été créés par le bombardement des rayons cosmiques sous forme de nucléides cosmogéniques (par exemple le tritium, le carbone 14) ou la désintégration d'un isotope primordial radioactif en la fille d'un nucléide radiogène radioactif (par exemple l'uranium en radium). Plusieurs isotopes sont naturellement synthétisés sous forme de nucléides nucléogéniques, d'autres naturellement réactions nucléaires, par exemple, lorsque les neutrons de la fission nucléaire naturelle sont absorbés par un autre atome.

Comme indiqué ci-dessus, seuls 80 éléments ont des isotopes stables et 26 d'entre eux n'ont qu'un seul isotope stable. Ainsi, environ les deux tiers des éléments stables se produisent naturellement sur Terre dans quelques isotopes stables, le plus grand nombre d'isotopes stables pour un élément étant de dix, pour l'étain (50Sn). Environ 94 éléments existent sur Terre (jusqu'au plutonium compris), bien que certains ne se trouvent qu'en très petites quantités, comme le plutonium-244. Les scientifiques pensent que les éléments qui se produisent naturellement sur Terre (certains uniquement sous forme de radio-isotopes) se présentent sous la forme de 339 isotopes (nucléides) au total. Seuls 254 de ces isotopes naturels sont stables en ce sens qu'ils n'ont pas été observés à ce jour. 35 nucléides primordiaux supplémentaires (un total de 289 nucléides primordiaux) sont radioactifs avec des demi-vies connues, mais ont des demi-vies supérieures à 80 millions d'années, ce qui leur permet d'exister depuis le début du système solaire.

Tous les isotopes stables connus sont naturellement présents sur Terre ; D'autres isotopes naturels sont radioactifs, mais en raison de leurs demi-vies relativement longues ou en raison d'autres méthodes de production naturelle continue. Ceux-ci comprennent les nucléides cosmogéniques mentionnés ci-dessus, les nucléides nucléogéniques et tous les isotopes radiogéniques résultant de la désintégration continue d'un isotope radioactif primaire tel que le radon et le radium de l'uranium.

Environ 3 000 autres isotopes radioactifs introuvables dans la nature ont été créés dans des réacteurs nucléaires et des accélérateurs de particules. De nombreux isotopes à courte durée de vie introuvables naturellement sur Terre ont également été observés par analyse spectroscopique, produits naturellement dans les étoiles ou les supernovae. Un exemple est l'aluminium-26, qui ne se produit pas naturellement sur Terre, mais se trouve en abondance à une échelle astronomique.

Les masses atomiques tabulées des éléments sont des moyennes qui expliquent la présence de plusieurs isotopes de masses différentes. Avant la découverte des isotopes, les valeurs non intégrées déterminées empiriquement pour la masse atomique confondaient les scientifiques. Par exemple, un échantillon de chlore contient 75,8 % de chlore-35 et 24,2 % de chlore-37, ce qui donne une masse atomique moyenne de 35,5 unités de masse atomique.

Selon la théorie généralement acceptée de la cosmologie, seuls les isotopes de l'hydrogène et de l'hélium, des traces de certains isotopes du lithium et du béryllium, et peut-être du bore, ont été créés lors du Big Bang, et tous les autres isotopes ont été synthétisés plus tard, dans les étoiles et supernovae, et aussi dans Interactions entre particules énergétiques telles que les rayons cosmiques et les isotopes précédemment produits. L'abondance isotopique correspondante des isotopes sur Terre est due aux quantités produites par ces processus, à leur propagation à travers la galaxie et au taux de désintégration des isotopes, qui sont instables. Après la fusion initiale du système solaire, les isotopes ont été redistribués en fonction de la masse, et la composition isotopique des éléments varie légèrement d'une planète à l'autre. Cela permet parfois de retracer l'origine des météorites.

Masse atomique des isotopes

La masse atomique (mr) d'un isotope est principalement déterminée par son nombre de masse (c'est-à-dire le nombre de nucléons dans son noyau). Les petites corrections sont dues à l'énergie de liaison du noyau, à la faible différence de masse entre le proton et le neutron et à la masse des électrons associés à l'atome.

Nombre de masse est une grandeur sans dimension. La masse atomique, quant à elle, est mesurée à l'aide de l'unité de masse atomique, basée sur la masse de l'atome de carbone 12. Il est désigné par les symboles "u" (pour l'unité de masse atomique unifiée) ou "Da" (pour le dalton).

Les masses atomiques des isotopes naturels d'un élément déterminent la masse atomique de l'élément. Lorsqu'un élément contient N isotopes, l'expression ci-dessous s'applique à la masse atomique moyenne :

Où m 1 , m 2 , …, mN sont les masses atomiques de chaque isotope individuel, et x 1 , …, xN est l'abondance relative de ces isotopes.

Application des isotopes

Il existe plusieurs applications qui exploitent les propriétés des différents isotopes d'un élément donné. La séparation isotopique est un enjeu technologique important, notamment avec des éléments lourds comme l'uranium ou le plutonium. Les éléments plus légers tels que le lithium, le carbone, l'azote et l'oxygène sont généralement séparés par diffusion gazeuse de leurs composés tels que CO et NO. La séparation de l'hydrogène et du deutérium est inhabituelle car elle est basée sur des propriétés chimiques plutôt que physiques, comme dans le procédé au sulfure de Girdler. Les isotopes de l'uranium ont été séparés en volume par diffusion gazeuse, centrifugation gazeuse, séparation par ionisation laser et (dans le projet Manhattan) par type de production de spectrométrie de masse.

Utilisation des propriétés chimiques et biologiques

• L'analyse isotopique est la détermination de la signature isotopique, l'abondance relative des isotopes d'un élément donné dans un échantillon particulier. Pour les nutriments en particulier, des variations importantes des isotopes C, N et O peuvent se produire. L'analyse de ces variations a un large éventail d'applications, telles que la détection de l'adultération dans produits alimentaires ou origine géographique produits utilisant des isoscopies. L'identification de certaines météorites originaires de Mars repose en partie sur la signature isotopique des gaz traces qu'elles contiennent.
• La substitution isotopique peut être utilisée pour déterminer le mécanisme d'une réaction chimique par l'effet isotopique cinétique.
• Une autre application courante est le marquage isotopique, l'utilisation d'isotopes inhabituels comme traceurs ou marqueurs dans réactions chimiques. Habituellement, les atomes d'un élément donné sont indiscernables les uns des autres. Cependant, en utilisant des isotopes différentes masses, même les différents isotopes stables non radioactifs peuvent être distingués par spectrométrie de masse ou spectroscopie infrarouge. Par exemple, dans "Stable Isotope Labeling of Amino Acids in Cell Culture" (SILAC), les isotopes stables sont utilisés pour quantifier les protéines. Si des isotopes radioactifs sont utilisés, ils peuvent être détectés par le rayonnement qu'ils émettent (c'est ce qu'on appelle le marquage radio-isotopique).
• Les isotopes sont couramment utilisés pour déterminer la concentration de divers éléments ou substances à l'aide de la méthode de dilution isotopique, dans laquelle des quantités connues de composés isotopiquement substitués sont mélangées à des échantillons et les caractéristiques isotopiques des mélanges résultants sont déterminées à l'aide de la spectrométrie de masse.

Utilisation des propriétés nucléaires

• Une méthode similaire au marquage radio-isotopique est la datation radiométrique : en utilisant la demi-vie connue d'un élément instable, on peut calculer le temps qui s'est écoulé depuis l'existence d'une concentration isotopique connue. Le plus largement exemple célèbre— la datation au radiocarbone utilisée pour déterminer l'âge des matériaux carbonés.
• Certaines formes de spectroscopie sont basées sur les propriétés nucléaires uniques d'isotopes spécifiques, à la fois radioactifs et stables. Par exemple, la spectroscopie par résonance magnétique nucléaire (RMN) ne peut être utilisée que pour les isotopes à spin nucléaire non nul. Les isotopes les plus couramment utilisés en spectroscopie RMN sont 1 H, 2 D, 15 N, 13 C et 31 P.
• La spectroscopie Mössbauer repose également sur les transitions nucléaires d'isotopes spécifiques tels que le 57 Fe.

· Demi-vie · Nombre de masse · Réaction nucléaire en chaîne

Terminologie

Histoire de la découverte des isotopes

La première preuve que des substances ayant le même comportement chimique peuvent avoir des propriétés physiques différentes est venue de l'étude des transformations radioactives des atomes d'éléments lourds. En 1906-07, il est devenu clair que le produit de la désintégration radioactive de l'uranium - ionium et le produit de la désintégration radioactive du thorium - radiothorium, ont les mêmes propriétés chimiques que le thorium, mais en diffèrent par la masse atomique et les caractéristiques de la radioactivité. pourriture. Il a été découvert plus tard que les trois produits avaient les mêmes spectres optiques et de rayons X. Les substances qui sont identiques dans propriétés chimiques, mais différent en masse atomique et certains propriétés physiques, à la suggestion du scientifique anglais F. Soddy, ont commencé à être appelés isotopes.

Isotopes dans la nature

On pense que la composition isotopique des éléments sur Terre est la même dans tous les matériaux. Quelques processus physiques dans la nature conduisent à une violation de la composition isotopique des éléments (naturel fractionnement isotopes caractéristiques des éléments légers, ainsi que les déplacements isotopiques lors de la désintégration des isotopes naturels à longue durée de vie). L'accumulation progressive dans les minéraux des noyaux - produits de désintégration de certains nucléides à longue durée de vie est utilisée en géochronologie nucléaire.

L'utilisation des isotopes par l'homme

Dans les activités technologiques, les gens ont appris à modifier la composition isotopique des éléments pour obtenir n'importe propriétés spécifiques matériaux. Par exemple, 235 U est capable d'une réaction en chaîne de fission de neutrons thermiques et peut être utilisé comme combustible pour des réacteurs nucléaires ou des armes nucléaires. Or, l'uranium naturel ne contient que 0,72 % de ce nucléide, alors que réaction en chaîne n'est pratiquement faisable que lorsque la teneur en 235 U n'est pas inférieure à 3 %. En raison de la proximité proprietes physiques et chimiques isotopes d'éléments lourds, la procédure d'enrichissement isotopique de l'uranium est une tâche technologique extrêmement complexe, qui n'est accessible qu'à une douzaine d'États dans le monde. Dans de nombreuses branches de la science et de la technologie (par exemple, dans les dosages radio-immunologiques), des marqueurs isotopiques sont utilisés.

voir également

• Géochimie isotopique

Instable (moins d'un jour): 8 C : Carbone-8, 9 C : Carbone-9, 10 C : Carbone-10, 11 C : Carbone-11

Écurie: 12 C : Carbone-12, 13 C : Carbone-13

10-10 000 ans : 14C : Carbone-14

Instable (moins d'une journée): 15 C : Carbone-15, 16 C : Carbone-16, 17 C : Carbone-17, 18 C : Carbone-18, 19 C : Carbone-19, 20 C : Carbone-20, 21 C : Carbone-21, 22C : Carbone-22