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vendredi 7 mars 2014

Isotopes

Une raison qui a rendu difficile l’acceptation de la notion d’atome tout au long du dix-neuvième siècle tient à la précision des mesures de poids atomiques. Entre 1798 et 1804, le chimiste Français Joseph Proust remarque que lorsque deux corps simples ou composés s'unissent pour former un composé défini, leur combinaison s''effectue toujours selon un même rapport pondéral (loi des proportions définies). Par exemple, quelle que soit la masse d'eau considérée, le rapport entre la masse d''hydrogène et la masse d''oxygène entrant dans la composition de l'eau est toujours de 1/8. Cette loi affirme donc l''invariabilité des proportions massiques des éléments combinés au sein d''une espèce chimique donnée. Pour justifier cette loi, le chimiste anglais William Prout avança l’hypothèse que tous les éléments étaient composés d’hydrogène, élément présentant le poids atomique le plus faible. Une des conséquences de cette hypothèse était que tous les poids atomiques devaient être aux erreurs expérimentales près proches de nombres entiers. Cette hypothèse fut malheureusement rejetée dès 1820, particulièrement par le chimiste suédois Jöns Jacob Berzelius, qui montra clairement que la masse atomique du chlore était de 35.45, valeur complètement incompatible avec l'hypothèse de Prout. En effet, compte tenu de la précision des balances il était hors de question que l’écart de 0,5 par rapport aux valeurs entières de 35 et de 36 soit une erreur de mesure. En 1844, le chimiste Français Charles Marignac proposa ainsi d’attribuer à l’hydrogène une masse demi-entière de manière à ce que le chlore rentre dans le rang avec un poids atomique de 71. Le problème c’est que pour faire rentrer dans le rang les autres éléments récalcitrants il fallu prendre en 1858 comme unité de base le quart de 1 g, ce qui était assez gênant pour des atomes réputés insécables et incassables. On comprendra donc aisément la raison pour laquelle beaucoup de chimistes de l’époque considéraient l’hypothèse de Prout comme une pure illusion, préférant de loin la théorie équivalentiste où la notion d’atome n’avait pas droit de cité. La solution à ce problème allait venir de la découverte du phénomène de radioactivité qui allait permettre de mieux comprendre la structure des atomes.

Suite aux travaux des chimistes français Pierre et Marie Curie qui identifièrent et isolèrent les éléments radioactifs responsables de l’émission de ces rayons que sont l’uranium, le polonium et le radium, on disposait de sources radioactives nombreuses et variées. Rutherford montra ainsi que ces rayonnements étaient de trois nature différentes (alpha, bêta et gamma) et que l’atome et que grâce à eux il était possible de réaliser le vieux rêve alchimique de transmutation des éléments. Grâce aux rayons alpha, Rutherford va ainsi découvrir que la charge d’un atome Z est sensiblement égale à la moitié de son poids atomique A: Z ≈ A/2, donnant naissance au concept de numéro atomique Z qui allait permettre au physicien amateur hollandais Antonius Johannes van den Broek (1870-1926) de donner une base physique claire au système périodique des éléments développé dès 1869 par le chimiste et mathématicien russe Dimitri Ivanovich Mendeleev (1834-1907). L’hypothèse de van den Broek fut confirmée expérimentalement en 1914 par le jeune physicien anglais Henry Moseley qui montra que les fréquences des rayons X émis par les éléments suite à leur bombardement par des électrons étaient directement proportionnelles au carré d’un nombre entier représentant la position de l’élément dans la classification périodique de Mendeleev.



Cette loi validait complètement la théorie atomique du physicien Danois Niels Bohr et montra qu’il ne restait à découvrir dans la classification de Mendeleev que 4 éléments de numéro atomique 43 (Tc), 61 (Pm), 72 (Hf) et 75 (Re) entre l’aluminium (Z=13) et l’or (Z=79).

Bien évidemment tout ceci remettait au goût du jour la vieille hypothèse de Prout selon laquelle tous les éléments étaient composés d’hydrogène, premier élément de la classification (Z = 1). Mais, avec le phénomène de radioactivité une pléthore de nouveaux éléments apparaissaient chaque jour et la classification périodique fut bientôt beaucoup trop petite pour les contenir tous. Toutefois grâce à la loi de Moseley, les chimistes suédois Daniel Strömholm (1871-1961) et Theodor Svedberg (1884-1971) firent alors la remarque que certains éléments ayant des masses différentes avaient cependant le même numéro atomique. Ceci amena le chimiste britannique Frederick Soddy (1877-1956) a forger en 1913 le terme «isotope» du grec iso (identique) et topos (lieu). Via cette notion d’isotopes le poids atomique non entier du chlore devenait aisément explicable comme étant une moyenne pondérée (3/4 et 1/4) entre deux isotopes principaux de poids 35 et 37.

Dès 1917 Rutherford était capable de produire des noyaux atomique d'hydrogène en envoyant des particules alpha sur du gaz hydrogène. Il constata alors que ces même particules traversant l'air et même l'azote pur faisait également apparaître ces noyaux d'hydrogène en transformant l'azote-14 en oxygène-17 selon la réaction: 14N + α → 17O + p. Influencé par l'hypothèse de Prout, il supposa que l'hydrogène, élément le plus léger ne contenait qu'une seule de ces particules éjectables du noya. Ayant en tête, le terme "protyle" utilisé par Prout à propos de l'hydrogène, il proposa ainsi de baptiser cette particule élémentaire présente dans tous les noyaux du nom de "prouton" ou "proton", à partir du singulier neutre du mot grec πρῶτον signifiant "premier". Le nom "proton" fut par la suite choisi et adopté par la communauté scientifique dès 1920.

La même année, Ernest Rutherford conçoit aussi l'existence d'une particule sans charge électrique qui permettrait de rendre compte par sa présence de l'existence de plusieurs isotopes pour un même nombre de protons. Fidèle à son modèle planétaire, pourtant complètement faux, il imagine que le neutron était formé d'un électron gravitant autour du proton. Selon ce modèle, l'isotope 14N serait composé de 14 protons et 7 électrons, expliquant son numéro atomique Z = 14-7 = 7 et sa masse atomique A = 14. La physique quantique naissante démontra bien vite qu'une particule aussi légère que l'électron ne pouvait être contenue dans une région aussi petite que celle du noyau. En 1931, les physiciens allemands Walther Bothe and Herbert Becker constatèrent que les particules alpha très énergétiques émises par le polonium étaient capables de produire une radiation extrêmement pénétrante au contact d''éléments légers comme le béryllium, le bore ou le lithium. On pensa tout d'abord à des rayons gamma, mais on trouva très vite que ces rayons étaient bien plus pénétrants que tous les rayons gamma connus à l'époque. En 1932, le physicien anglais James Chadwick, démontra alors de manière irréfutable qu'il s''agissait en fait d'un faisceau de particules ayant une masse très proche de celle du proton mais ne possédant aucune charge électrique qu'il baptisa "neutrons".

Pour résumer, un atome est pour ce qui concerne la chimie et la biologie, un assemblage de trois particules élémentaires: proton, neutron et électron. Les protons et les neutrons se trouvent confinés à l'intérieur du noyau atomique dont la taille est de l'ordre de 1O fm. Le nombre de protons Z définit la nature chimique de l'atome tandis que le nombre de masse A est égal à la somme du nombre de protons et de neutrons et permet de distinguer les différents isotopes d'un même élément chimique. Enfin s'il y a Z protons dans le noyau, il y a forcément Z électrons dans l'atome mais ces électrons sont très éloignés en moyenne du noyau se localisant dans des couches ayant une taille de l'ordre de 0,1 nm ou 100 pm. Considérons à titre d'exemple, la table des isotopes naturels et artificiels de l’oxygène, où AN désigne l'abondance naturelle relative lorsque l'isotope est stable.



Le spin de l'isotope est une propriété quantique lui permettant d'être actif en résonance magnétique nucléaire (RMN). Le temps de demi-vie T1/2, ou période radioactive, est le temps qu'il faut attendre pour voir décroître de moitié un nombre donné d'atomes radioactifs. Ce terme fut forgé en 1907 par Ernest Rutherford et caractérise le mode de décroissance exponentiel des substances radioactives. Ainsi, si n est le nombres de périodes écoulées, alors le pourcentage d'atomes restants sera de 100/(2n, soit 50% au bout d'une période, 25% au bout de 2 périodes, 12,5% au bout de 3 périodes et ainsi de suite.



Les modes de désintégration permettent de "transmuter" les éléments entre eux en faisant varier soir le numéro atomique Z, soit le poids atomique A. Ainsi, le mode p+ correspond à l''émission d’un proton, soit: (A,Z) → (A-1,Z-1), ε à la capture d’un électron: (A,Z) → (A,Z-1), β- à l'émission d’un électron: (A,Z) → (A,Z+1) et n° à l''émission d’un neutron: (A,Z) → (A-1,Z). \r\n\r\nOn voit sur cette table que l''oxygène de numéro atomique Z = 8 possède 13 isotopes ayant un nombre de neutrons N = A - Z. On remarquera qu’il n’y a que trois isotopes naturels stable présentant une durée de vie T1/2 infinie. On remarquera que l’isotope de masse 16 présentant le même nombre de protons et de neutrons écrase en abondance naturelle les deux autres de masse 17 et 18. Cela ne veut pas dire que ces deux derniers isotopes soient dénués d’intérêt puisque le premier 17O est le seul isotope stable de l’oxygène à avoir un spin nucléaire différent de zéro. L’autre isotope 18O joue quant à lui un rôle primordial en climatologie puisque grâce à lui on peut définir un thermomètre isotopique permettant de connaître la température moyenne de la planète terre au cours des siècles et des millénaires passés.

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