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Histoire de la radioactivité : Les isotopes

Vous êtes ici : » » Histoire de la radioactivité : Les isotopes ; écrit le: 28 mars 2012 par azza modifié le 17 novembre 2014

Les isotopesHistoire de la radioactivité : Les isotopes

Dès les premières années du siècle, au cours de leurs études sur les familles radioactives Rutherford et Soddy avaient découvert que certains corps possédaient les mêmes propriétés chimiques mais des périodes de décroissance radioactive différentes En 1913, Soddy proposa de les appeler « isotopes », ce qui veut dire « même place ». Il se référait à la place de ces corps dans le tableau de Mendeleïev. Rappelons que chaque case de ce tableau correspond à un élément chimique donné, le thorium, par exemple. La nouveauté apportée par la notion d’isotope, c’était l’existence de plusieurs variétés d’atomes de thorium, possédant les mêmes propriétés chimiques, mais des propriétés physiques différentes – leur période radioactive, par exemple.

À la même époque, le britannique Joseph John Thomson, qui s’était déjà illustré par la découverte de l’électron grâce à la mesure du rapport e/m de sa charge à sa mas­se, appliquait une méthode voisineaux atomes des gaz légers, après les avoir ioni­sés. Lorsqu’il s’attaqua au néon, il découvrit que ce gaz contenait deux types d’atomes, correspondant à des masses respectivement égales à 20 et 22 fois celle de l’hydrogène. Il s’agissait de deux isotopes du néon. Ces recherches, qui se tenaient juste avant la Première Guerre mondiale, constituaient les premières expériences de spectrométrie de masse. Elles furent poursuivies après 1918 par le physicien britan­nique Francis W. Aston, qui construisit des spectroscopes de plus en plus précis et montra que la masse de la plupart des atomes était proche d’un multiple de celle du proton. Pour parfaire ce résultat, il introduisit une « unité de masse atomique », égale à 1/16 de la masse de l’atome d’oxygène 16, l’un des deux isotopes de cet élément.



À la précision des expériences près, les masses mesurées pour les atomes étaient «gai»

à un multiple de cette unité.

Depuis ces travaux, un atome est caractérisé par deux nombres. Le premier est son numéro atomique Z, qui représente à la fois son nombre d’électrons, la charge de son noyau, exprimée en unités égales à la charge électrique élémentaire e, et le numéro de la case occupée par l’élément correspondant dans le tableau de Mendeleïev. Le se­cond, A, est sa masse, exprimée en unités de masse atomique, dont le symbole est aujourd’hui la lettre u. Le seul changement survenu depuis Aston est que l’unité de masse officielle est maintenant le douzième de la masse d’un atome de carbone 12.

Deux isotopes d’un même élément sont donc caractérisés par la même valeur de Z et des valeurs de A différentes. La masse atomique d’un isotope donné est indiquée par un indice placé en haut et à gauche du symbole chimique. Par exemple les deux isotopes d’oxygène sont respectivement notés 16O et 18O. La valeur de Z est parfois rappelée en bas à gauche du symbole, ce qui donne 126C pour le carbone 12 et 168O.  pour l’oxygène 16.

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