thumb|upright=1.2|Quelques isotopes de l'oxygène, de l'azote et du carbone. Deux nucléides d'un même élément chimique sont dits isotopes s'ils partagent le même nombre de protons, Z, mais ont des nombres différents de neutrons, N.
Par extension, un isotope est une classe d'atomes caractérisée par son nombre de protons Z et son nombre de neutrons N, sans distinction concernant le spin ou l'état énergétique.
Les isotopes ne doivent pas être confondus avec : les isotones, nucléides ayant le même nombre de neutrons mais un nombre de protons différent (Z ≠ Z mais N = N) ; les isobares, nucléides ayant des nombres de protons différents, des nombres de neutrons différents, mais des nombres de masse identiques (Z ≠ Z, N ≠ N, mais Z + N = A = A = Z + N) ; les isomères nucléaires, nucléides ayant le même nombre de protons Z et le même nombre de neutrons N (donc aussi le même nombre de masse A), mais pas le même spin ni le même niveau énergétique.
Désignation et notation Désignation Un isotope est désigné par le nom de l'élément chimique suivi du nombre de masse de l'isotope : , ,
Aux débuts de l'histoire de la radioactivité, certains isotopes provenant de la désintégration d'éléments lourds comme l'uranium ou le thorium ont reçu des noms traduisant cette origine, par exemple pour le (produit de la désintégration de l'), pour le (produit par le ) et pour le (produit par le ). Ces noms ne sont plus employés.
Notation Chaque isotope est représenté par un symbole composé de : son symbole chimique (H, He, Li, etc.) ; son nombre de masse (égal au nombre de nucléons de l'atome), placé en haut et à gauche du symbole chimique ; son numéro atomique (égal au nombre de protons), placé en bas et à gauche du symbole chimique.
Le carbone 12 et le carbone 14, deux isotopes de l'élément carbone, sont ainsi notés et . Le numéro atomique est souvent omis, car redondant avec le symbole chimiqueOn indique le numéro atomique quand il aide à la compréhension, et notamment dans les réactions nucléaires et les réactions de désintégration pour comprendre le sort de chaque type de particule (proton ou neutron). : C et C, par exemple.
Cas particulier de l'hydrogène Les isotopes naturels de l'hydrogène sont l' (H), l' (H) et l' (H), mais on les désigne plus fréquemment par les noms de protium, deutérium et tritium. L'IUPAC admet aussi l'usage des symboles D et T pour le deutérium et le tritium, le symbole H représentant alors le protium et non plus l'élément hydrogèneOn écrit ainsi , HDO et les formules chimiques de l'eau légère, de l'eau semi-lourde et de l'eau lourde. Quand on n'utilise pas les symboles D et T, représente la formule de l'eau quelle que soit la composition isotopique de son hydrogène..
Cet usage particulier est dû à l'effet isotopique particulièrement marqué pour l'hydrogène, qui se traduit par une modification substantielle des propriétés physiques et chimiques de l'hydrogène et de ses composés quand on y remplace le protium par le deutérium ou le tritiumL'effet isotopique est très notable aussi, quoique déjà moins, pour l'hélium, le lithium et le béryllium, mais ces éléments n'ont pas la même importance dans la nature et dans les applications..
Histoire Les isotopes radioactifs
L'existence des isotopes est suggérée d'abord en 1913 par le radiochimiste Frederick Soddy, basée sur des études des chaînes de désintégration radioactive qui indiquent une quarantaine d'espèces différentes de radioéléments (c'est-à-dire éléments radioactifs) entre le plomb et l'uranium, quoique le tableau périodique permette seulement 11 éléments du plomb jusqu'à l'uraniumChoppin, G.; Liljenzin, J. O. and Rydberg, J.（1995） Radiochemistry and Nuclear Chemistry (2e éd.) Butterworth-Heinemann, pp. 3–5.
Plusieurs tentatives de séparer ces nouveaux radioéléments par moyen chimique avaient échouéScerri, Eric R. (2007) The Periodic Table Oxford University Press, pp. 176–179 . Par exemple, Soddy démontre en 1910 que le "mésothorium" (ensuite identifié comme le 228Ra), le radium (226Ra (l'isotope de radium du plus long demi-vie)) et le thorium X (224Ra) sont impossibles à séparer. Des tentatives pour placer les radioéléments dans le tableau périodique ont conduit Soddy et Kazimierz Fajans indépendamment à proposer leur loi de déplacement radioactif en 1913, à l'effet que la radioactivité α produit un élément situé à deux positions à gauche dans le tableau périodique, tandis que l'émission dite radioactivité β produit un élément situé à une position vers la droiteKasimir Fajans (1913) "Über eine Beziehung zwischen der Art einer radioaktiven Umwandlung und dem elektrochemischen Verhalten der betreffenden Radioelemente" (Sur une relation entre le type de transformation radioactive et le comportement electrochimique des éléments radioactives), Physikalische Zeitschrift, 14: 131–136.Soddy annonce sa "loi de déplacement" (radioactif) .Soddy élabore sa loi de déplacement en: Soddy, Frederick (1913) "Radioactivity," Chemical Society Annual Report, 10: 262–288.Alexander Smith Russell (1888–1972) publie aussi une loi de déplacement: Russell, Alexander S. (1913) "The periodic system and the radio-elements," Chemical News and Journal of Industrial Science, 107: 49–52. . Soddy reconnaît que l'émission d'une particule alpha suivie par deux particules beta conduit à la formation d'un élément chimiquement identique à l'élément initial, mais avec une masse de quatre unités plus légère et avec des propriétés radioactives différentes.
Soddy propose que plusieurs types d'atomes (avec des propriétés radioactives différentes) peuvent occuper le même endroit au tableau périodique. Par exemple, la radioactivité alpha de l'uranium-235 forme le thorium-231, tandis que la radioactivité beta de l'actinium-230 forme le thorium-230. Le mot "isotope", qui signifie "au même endroit" en grec, est suggéré à Soddy par Margaret Todd, une femme médecin écossaise et amie de la famille de Soddy, après qu'il lui explique ses idéesSoddy emploie le mot "isotope" d'abord dans Scerri, Eric R. (2007) The Periodic Table, Oxford University Press, , Ch. 6, note 44 (p. 312) cite Alexander Fleck, décrit comme ancien étudiant de Soddy.Dans un livre publié en 1893, William T. Preyer emploie aussi le mot "isotope" pour indiquer les similarités parmi les éléments. De p. 9 par William T. Preyer, Das genetische System der chemischen Elemente [Le système génétique des éléments chimiques] (Berlin, Germany: R. Friedländer & Sohn, 1893): "Die ersteren habe ich der Kürze wegen isotope Elemente genannt, weil sie in jedem der sieben Stämmme der gleichen Ort, nämlich dieselbe Stuffe, einnehmen." (Pour raccourcir, j'ai nommé ces éléments "éléments isotopiques", parce qu'ils occupent le même endroit dans chacune des sept familles (colonnes du tableau périodique), c'est-à-dire la même étape (rang du tableau périodique).. En 1921, il reçoit le prix Nobel de chimie en partie pour son travail sur les isotopes.
Les isotopes stables La première évidence qu'il existe différents isotopes d'un élément stable (non-radioactif) est trouvée par J. J. Thomson in 1912, comme partie de ses recherches sur la composition des rayons canaux (ions positifs). Thomson achémine des courants d'ions de néon à travers des champs magnétiques et électriques en parallèle, et mesure leurs déflexions en plaçant une plaque photographique dans leur chemin. Il calcule leur rapport de masse à charge électrique par sa "méthode de parabole de Thomson". Thomson observe deux taches paraboliques distinctes de lumière sur la plaque photographique, ce qui suggère deux espèces de noyau avec des rapports différents de masse à charge électrique. Il propose que le gaz appelé "néon" est en réalité un mélange de deux gaz, un de masse atomique vers 20 et l'autre vers 22. Comme la tache due au gaz de masse 22 est toujours moins intense, Thomson conclut qu'il ne forme qu'une petite partie du mélangeJ. J. Thomson (1913) "Rays of positive electricity", Proceedings of the Royal Society A, 89: 1–20.
Neutrons Après la découverte du neutron par James Chadwick en 1932, la nature essentielle des isotopes est clarifiée. Les noyaux des isotopes différents d'un élément donné ont des nombres différents des neutrons, mais tous les isotopes du même élément ont le même nombre de protons.
F. W. Aston découvre ensuite à l'aide de la spectrométrie de masse qu'il y a nombreux éléments qui possèdent plus qu'un isotope stable. En 1919 Aston étudie le néon avec une résolution suffisante pour démontrer que les deux masses isotopiques sont très proches aux entiers 20 et 22, et que ni l'une ni l'autre est égale à la masse molaire connue (20,2) du gaz néon.
Ceci est un exemple de la règle des nombres entiers de Aston pour les masses isotopiques. Cette règle dit que les grands écarts des masses molaires atomiques par rapport aux entiers sont surtout dues au fait que l'élément est un mélange des isotopes. De même, Aston a démontré en 1920 que la masse molaire du chlore (35.45) est une moyenne pondérée des masses presqu'entières des deux isotopes 35Cl et 37ClMass spectra and isotopes Francis W. Aston, Nobel prize lecture 1922.
Propriétés Les propriétés des atomes étant essentiellement régies par leurs cortèges électroniques, les isotopes d'un même élément chimique ont essentiellement les mêmes propriétés physiques et chimiques, qualitativement et quantitativementCompte tenu du rapport des masses, pour ce qui concerne les grandeurs par unité de masse.. La différence de masse entre isotopes, parce qu'elle affecte l'énergie cinétique des atomes et des molécules, entraîne cependant de légères différences de propriétés, appelées effets isotopiques. Ces effets sont d'autant plus importants que la différence relative de masse est grande ; ils sont donc maximaux pour l'hydrogène (la masse de H est le double de celle de H) et minimaux pour les éléments les plus lourds (la masse de U, par exemple, n'est supérieure à celle de U que de 0,4 %). Un premier effet concerne les propriétés à l'équilibre. Quand dans un corps simple on remplace un atome par un isotope plus lourd, on augmente notamment, mais légèrement, les températures de fusion et d'ébullition, ainsi que les chaleurs latentes correspondantes (de fusion et de vaporisation). Leurs valeurs sont ainsi de , , et pour l'eau lourde , contre , , et pour l'eau légère . Un second effet concerne la vitesse des processus de retour à l'équilibre (écoulement, diffusion, réactions chimiques, etc.). Quand dans un corps simple on remplace un atome par un isotope plus lourd, toutes ces vitesses sont diminuées. La viscosité de l'eau à est ainsi de pour l'eau lourde, contre pour l'eau légère.
Ces effets sont mis à profit pour séparer les isotopes (pour la recherche, la médecine et l'industrie nucléaire, notamment). Les températures d'ébullition légèrement différentes ont par exemple permis les premiers enrichissements isotopiques par distillation à l'aide d'une colonne de distillation à bande tournanteMilton H. Wahl and Harold C. Urey (1935). J. Chem. Phys. 3, 411. The Vapor Pressures of the Isotopic Forms of Water. .. L'enrichissement en U de l'uranium naturel se fait aujourd'hui par diffusion thermique, diffusion à l'état gazeux, centrifugation ou séparation électromagnétique.
Stabilité Il existe 80 éléments chimiques ayant au moins un isotope stable, de l'hydrogène H au plomb Pb (81 éléments si l'on inclut le bismuth BiOn sait depuis 2003 que le bismuth 209 est radioactif, mais sa demi-vie est tellement grande ( donc plus d'un milliard de fois l'âge de l'univers !) que pour toute considération pratique on peut le considérer comme stable.). Le technétium Tc, le prométhium Pm et tous les éléments de numéro atomique supérieur à 83 n'ont, quant à eux, aucun isotope stable.
vignette|Diagramme Z-N et vallée de stabilité des isotopes.
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