Isotopes radioactifs

Isotopes non radioactifs

Commençons par parler des isotopes. Tous les éléments peuvent avoir des isotopes, c'est-à-dire des formes de cet élément qui ont le même nombre de protons mais qui diffèrent par le nombre de neutrons dans leur noyau.

Lanotation atomique d'un isotope se présente comme suit : \( ^{A}_Z\text {X} \), où A est le numéro de masse de l'isotope, Z est le numéro atomique et X est le symbole chimique de l'élément.

Par exemple, l'hydrogène a trois isotopes naturels : \( ^{1}_1\text {H} \), \( ^{2}_1\text {H} \), et \( ^{3}_1\text {H} \), \( ^{1}_1\text {H} \) étant l'isotope le plus abondant de l'hydrogène (99,985%) . En termes de notation de masse, nous les écrivons hydrogène-1, hydrogène-2 et hydrogène-3, où le nombre à côté du nom de l'élément est simplement la masse atomique de l'isotope.

L'hydrogène-1, également appelé protium, contient un proton (et par conséquent un électron) et zéro neutron dans son noyau. L'hydrogène-2, également appelé deutérium, contient 1 proton, 1 électron et 1 neutron. L'hydrogène 3, également appelé tritium, contient un proton, un électron et deux neutrons.

Comme ces isotopes ont des masses différentes, ils se comportent différemment lors des réactions chimiques. Par exemple, une molécule d'eau possédant un atome de \( ^{2}_1\text {H} \) ( \( ^{2}\text {H}_2 \text {O} \) ) subira une évaporation plus lente qu'une molécule d'eau avec un atome de \( ^{1}_1\text {H} \) parce qu'il est plus lourd que \( ^{1}\text {H}_2 \text {O} \). Les facteurs affectés par la composition isotopique d'une molécule comprennent le point de congélation, le point d'ébullition et la pression de vapeur.

• Le point de fusion de \( ^{1}\text {H}_2 \text {O} \) est de 0,00 °C à 760 torr, tandis que le point de fusion de \( ^{2}\text {H}_2 \text {O} \) est égal à 3,81 °C à 760 torr.

Les isotopes qui possèdent unnoyau stable sont appelés isotopes non radioactifs. Lorsqu'un isotope est stable, cela signifie que son noyau ne subira pas spontanément ce que l'on appelle unedésintégration radioactive .

Les éléments qui ont tendance à avoir deux isotopes stables ou plus sont ceux qui ont un faible poids atomique, comme l'hydrogène, l'azote, l'oxygène, le soufre et le carbone ! L'image ci-dessous montre les isotopes stables de l'oxygène : l'oxygène-16, l'oxygène-17 et l'oxygène-18.

Mais comment savoir si un isotope est considéré comme non radioactif (stable) ou radioactif (instable) ? Eh bien, cela dépend de la position de cet isotope par rapport à la ceinture de stabilité. Si l'isotope se trouve sur la ceinture de stabilité, il sera non radioactif !

La ceinture de stabilité nous indique que les isotopes plus légers (isotopes comportant jusqu'à 20 protons) sont plus stables lorsque le rapport nombre de neutrons/nombre de protons est proche de 1. Nous n'entrerons pas dans les détails pour le moment.

Exemples d'isotopes radioactifs

Maintenant que tu sais ce que sont les isotopes non radioactifs, plongeons-nous dans les isotopes radioactifs. Les isotopes radioactifs sont des isotopes instables.

Lors de la désintégration nucléaire, des radiations sont émises par l'émission de particules nucléaires. Il existe différents types de désintégration nucléaire qu'un isotope peut subir.

• Si un isotope radioactif a un rapport neutrons-protons élevé (un nombre de masse élevé par rapport au nombre de masse du tableau périodique), il se retrouvera au-dessus de la ceinture de stabilité et subira une désintégration bêta (β). Lors de la désintégration bêta, le noyau perd un neutron et gagne un proton.
• Un noyau contenant un faible rapport neutron-proton (nombre de masse inférieur à celui du tableau périodique) se trouverait en dessous de la ceinture de stabilité et subirait une émission de positrons ou une capture d'électrons. Dans ce cas, le noyau gagne un neutron et perd un proton.
• Les noyaux dont le numéro atomique est > 83 ont tendance à subir une désintégration alpha (α), perdant ainsi deux protons et deux neutrons.

Voyons quelques exemples d'isotopes radioactifs, également appelés radio-isotopes. Le tritium (\( ^{3}_1\text {H} \) ) est un isotope radioactif de l'hydrogène. Le tritium est utilisé dans la fabrication de peintures phosphorescentes, ainsi que dans les bombes H.

Un autre isotope radioactif courant est l'azote-16 (\( ^{16}_7\text {N} \) ). L'azote-16 a une masse supérieure à celle de l'azote dans le tableau périodique (14), de sorte que son noyau subira très probablement une désintégration bêta et aura un noyau comme celui de l'oxygène.

$$ ^{16}_{7}\text{N }\longrightarrow \text{ }^{0}_{-1}\text{e + }^{16}_{8}\text{O} $$

Isotopes radioactifs du carbone

Le carbone 12 (\( ^{12}_6\text {C} \) ) et le carbone 13 (\( ^{13}_6\text {C} \) ) sont tous deux considérés comme des isotopes stables du carbone. Cependant, certains isotopes du carbone sont considérés comme instables et donc radioactifs.

Le carbone 14 est un isotope radioactif du carbone (\( ^{14}_6\text {C} \) ). Il possède 6 protons et 8 neutrons et subira très probablement une désintégration bêta pour se décomposer en un isotope stable (non radioactif) : l'azote-14.

$$ ^{14}_{6}\text{C }\longrightarrow \text{ }^{0}_{-1}\text{e + }^{14}_{7}\text{N} $$

La demi-vie des isotopes radioactifs

La demi-vie d'un isotope radioactif correspond au temps nécessaire pour que \( \frac{1}{2} \) d'un échantillon de radio-isotope se désintègre.

Par exemple, l'iode-131(\( ^{131}_{53}\text {I} \)) est un isotope radioactif de l'iode qui subit une désintégration bêta, produisant l'isotope non radioactif \ ( ^{131}_{54}\text {Xe} \) et libérant une particule bêta (électron). La demi-vie de cet isotope radioactif est de 8,0 jours.

$$ ^{131}_{53}\text{I }\longrightarrow \text{ }^{0}_{-1}\text{e + }^{131}_{54}\text{Xe} $$

Ainsi, si tu as commencé avec 10,0 mg d'iode 131, après 8,0 jours, tu auras 5,00 mg d'iode 131. Après 2 demi-vies (16 jours), tu aurais 2,5 mg d'iode-131 !

Examinons un exemple de problème.

Utilisations des isotopes radioactifs

Pour terminer, parlons des utilisations des isotopes radioactifs. Comme nous l'avons dit au début, le carbone 14 est utilisé pour la datation du carbone.

Par exemple, pour déterminer l'âge d'un os d'animal ou d'homme, on utilise la demi-vie du carbone 14 (5730 ans). Par exemple, un os d'un animal préhistorique avec 25 % de l'activité du carbone 14 signifierait 2 demi-vies. Le nombre d'années écoulées depuis la mort de cet animal serait donc de 11 000 ans.

$$ 2.0 \text{ demi-vies}\times \frac{5730\text{ années}}{1 \text{ demi-vie}} = 11 000 \text{ années} $$

Les isotopes radioactifs sont également utilisés en médecine. Par exemple, un isotope radioactif du gallium, \ ( ^{68}\text {Ga} \), est utilisé dans la détection du cancer du pancréas, tandis que \ ( ^{67}\text {Ga} \) est utilisé dans l'imagerie abdominale et également pour la détection des tumeurs.

Le phosphore-32 est utilisé dans le traitement de la leucémie, de l'excès de globules rouges et aussi du cancer du pancréas. Un autre isotope radioactif, l'Yttrium-90, est utilisé dans le traitement du cancer du foie. Actuellement, pour la détection des lésions osseuses, et aussi dans les scanners cérébraux, le Strontium-85 est couramment utilisé .

J'espère que tu n'es pas plus confiant dans ta compréhension des isotopes radioactifs !