Un atome tient en trois briques : des protons et des neutrons dans le noyau, des électrons autour. Le nombre de protons — le numéro atomique Z — définit l'élément : 6 protons, c'est du carbone, toujours ; 79, c'est de l'or. Mais le nombre de neutrons, lui, peut varier. Deux atomes de carbone peuvent avoir 6, 7 ou 8 neutrons. Ce sont des isotopes : même élément, masses différentes.
Une définition en une phrase
Des isotopes sont des atomes d'un même élément (même Z) qui diffèrent par leur nombre de neutrons (donc leur nombre de masse A = Z + N).
On les note en indiquant le nombre de masse : ¹²C, ¹³C, ¹⁴C se lisent « carbone 12, 13, 14 ». Tous ont 6 protons ; ils ont respectivement 6, 7 et 8 neutrons. Le mot vient du grec isos (même) et topos (lieu) : même case du tableau périodique.
Chimiquement jumeaux, physiquement distincts
C'est le point le plus important. Puisque les isotopes ont le même nombre d'électrons et donc la même configuration électronique, ils ont des propriétés chimiques quasi identiques : ils forment les mêmes liaisons, les mêmes composés, les mêmes réactions. Le carbone 14 s'intègre dans le CO₂ et le glucose exactement comme le carbone 12.
En revanche, ils diffèrent physiquement : masse (donc vitesse, diffusion — c'est ce qui permet l'enrichissement), et surtout stabilité nucléaire. Certains isotopes sont stables, d'autres radioactifs.
Trois exemples qui changent tout
- L'hydrogène. ¹H (le protium, 0 neutron) constitue 99,98 % de l'hydrogène. ²H (le deutérium, 1 neutron) est stable et sert à fabriquer l'eau lourde (D₂O) des réacteurs nucléaires. ³H (le tritium, 2 neutrons) est radioactif (demi-vie 12,3 ans). C'est le seul élément dont les isotopes portent des noms propres, tant leurs masses relatives diffèrent (du simple au triple).
- L'uranium. ²³⁸U (99,27 %) est peu fissile ; ²³⁵U (0,72 %) est l'isotope fissile qui alimente les réacteurs et les armes. Toute la difficulté de la filière nucléaire tient dans la séparation de ces deux jumeaux chimiques — l'enrichissement — pour porter la teneur en ²³⁵U de 0,72 % à 3–5 %.
- Le chlore. Il existe sous deux formes stables : ³⁵Cl (≈ 76 %) et ³⁷Cl (≈ 24 %). C'est pourquoi la masse atomique du chlore n'est pas un entier mais 35,45 : c'est la moyenne pondérée des masses des isotopes par leur abondance naturelle. Toutes les masses atomiques « à virgule » du tableau périodique s'expliquent ainsi.
À quoi servent les isotopes ?
- Datation. Le carbone 14, produit en permanence dans la haute atmosphère, se désintègre avec une demi-vie de 5 730 ans. En mesurant ce qu'il en reste dans un vestige organique, on remonte à sa date de mort (méthode de Libby, prix Nobel 1960). Les couples uranium-plomb datent les roches sur des milliards d'années.
- Médecine. Le technétium 99m est le traceur d'imagerie le plus utilisé au monde ; l'iode 131 traite la thyroïde.
- Chimie analytique. La spectrométrie de masse sépare et identifie les molécules par la masse de leurs isotopes ; les solvants deutérés (CDCl₃) sont indispensables à la RMN.
Pourquoi c'est important
L'isotope est le concept qui réconcilie le tableau périodique (organisé par Z, la chimie) et le monde nucléaire (organisé par N, la physique du noyau). Comprendre qu'un élément n'est pas une masse unique mais une famille d'isotopes est la porte d'entrée vers la radioactivité, l'énergie nucléaire, la datation et la médecine isotopique.