Numéro atomique, nombre de masse, isotopes et radioactivité
Biologie fondamentale
10 min
🎯 Objectif
À la fin de cette leçon, vous serez capable de :
- Définir le numéro atomique.
- Définir le nombre de masse.
- Expliquer la différence entre ces deux notions.
- Comprendre ce qu’est un isotope.
- Comprendre le principe de la radioactivité.
- Faire le lien avec certaines applications médicales.
Nous avons vu qu’un atome est constitué :
de protons ;
de neutrons ;
d’électrons.
Pour identifier précisément un atome, les chimistes utilisent plusieurs caractéristiques :
- le nombre de protons
- le nombre de neutrons
- la masse totale du noyau
Ces notions permettent de comprendre :
- la classification périodique ;
- les isotopes ;
- les examens de médecine nucléaire ;
- certains traitements contre le cancer.
Savez-vous quelle différence existe entre le numéro atomique, le nombre de masse et la masse atomique d'un élément chimique ?
I. Le numéro atomique
Définition
Le numéro atomique correspond au nombre de protons contenus dans le noyau d’un atome.
Il est représenté par la lettre :
Z
Il définit l’identité de l’élément. Chaque élément possède son propre numéro atomique.
Par exemple :
| Élément | Symbole | Numéro atomique |
|---|---|---|
| Hydrogène | H | 1 |
| Carbone | C | 6 |
| Azote | N | 7 |
| Oxygène | O | 8 |
| Sodium | Na | 11 |
| Potassium | K | 19 |
L’oxygène possède :
8 protons
Son numéro atomique est donc Z = 8
Le numéro atomique est comme la carte d’identité de l’atome.
Si un atome possède :
6 protons → carbone ;
7 protons → azote ;
8 protons → oxygène.
Changer le nombre de protons revient à changer complètement d’élément chimique.
II. Le nombre de masse
Définition
Le nombre de masse correspond au nombre total de nucléons dans le noyau.
Les nucléons sont :
les protons ;
les neutrons.
Le nombre de masse est représenté par la lettre :
A
Formule
A=Z+N
avec :
A = nombre de masse
Z = nombre de protons
N = nombre de neutrons
Exemple : azote
L’azote possède :
7 protons
7 neutrons
Donc :
A = 7 + 7
A = 14
Exemple : sodium
Le sodium possède :
11 protons
12 neutrons
Donc :
A = 11 + 12
A = 23
III. Différence entre numéro atomique et nombre de masse
Exemple avec l’oxygène
8 protons
8 neutrons
Numéro atomique :
Z = 8
Nombre de masse :
A = 16
IV. Les isotopes
Définition
Tous les atomes d’un élément ne sont pas forcément identiques.
Certains possèdent :
le même nombre de protons ;
le même nombre d’électrons ;
mais :
un nombre différent de neutrons.
Ces atomes sont appelés des isotopes.
Exemple : oxygène
Tous les isotopes de l’oxygène possèdent :
8 protons
mais pas toujours le même nombre de neutrons.
| Isotope | Protons | Neutrons | Nombre de masse |
|---|---|---|---|
| Oxygène-16 | 8 | 8 | 16 |
| Oxygène-17 | 8 | 9 | 17 |
| Oxygène-18 | 8 | 10 | 18 |
Les isotopes :
✅ appartiennent au même élément
✅ ont les mêmes propriétés chimiques
❌ n’ont pas la même masse
V. La masse atomique
Définition
La masse atomique correspond à la masse moyenne de tous les isotopes naturels d’un élément.
Elle est généralement exprimée en dalton ou en u (unité de masse atomique)
Pourquoi n’est-elle pas toujours entière ?
Prenons le chlore.
Il existe principalement sous deux isotopes :
chlore-35 ;
chlore-37.
La masse atomique est donc une moyenne
Exemple
| Élément | Masse atomique |
|---|---|
| Hydrogène | 1,01 |
| Carbone | 12,01 |
| Azote | 14,01 |
| Oxygène | 16,00 |
| Sodium | 22,99 |
VI. La radioactivité
Certains isotopes sont instables.
Leur noyau se modifie spontanément afin de devenir plus stable.
Cette transformation s’accompagne d’une émission :
- d’énergie ;
- de particules ;
- de rayonnements.
On parle alors de radioactivité.
Isotopes stables et instables
Isotopes stables
Ils restent identiques dans le temps.
Exemples :
carbone-12 ;
oxygène-16 ;
sodium-23.
Isotopes radioactifs
Ils se désintègrent progressivement.
Exemples :
carbone-14 ;
iode-131 ;
technétium-99m.
Demi-vie
Chaque isotope radioactif possède une demi-vie.
C’est le temps nécessaire pour que :
50 % des atomes
aient disparu
par désintégration.
Exemples
| Isotope | Demi-vie |
|---|---|
| Carbone-14 | 5730 ans |
| Iode-131 | 8 jours |
La radioactivité possède de nombreuses applications médicales.
Diagnostic
Certains isotopes servent de traceurs.
Ils permettent d’observer :
- le cœur ;
- la thyroïde ;
- les os ;
- les reins ;
- le cerveau.
Exemples :
scintigraphie ;
TEP Scan.
Traitement
L’iode radioactif (I-131) est utilisé pour :
certaines hyperthyroïdies ;
certains cancers de la thyroïde.
D’autres isotopes sont utilisés en radiothérapie pour détruire les cellules cancéreuses.
VIII. Les isotopes
Tous les atomes d’un même élément possèdent le même nombre de protons. Cependant, ils peuvent avoir un nombre différent de neutrons.
On appelle isotopes des atomes appartenant au même élément chimique mais possédant un nombre différent de neutrons.
Par conséquent :
même numéro atomique ;
même nombre de protons ;
même nombre d’électrons ;
propriétés chimiques similaires ;
masse différente.
Exemple : l’oxygène
Tous les atomes d’oxygène possèdent :
8 protons ;
8 électrons.
Mais certains possèdent :
8 neutrons → Oxygène 16 ;
9 neutrons → Oxygène 17 ;
10 neutrons → Oxygène 18.
Ces trois atomes sont tous de l’oxygène mais représentent des isotopes différents.
Pourquoi les isotopes ont-ils les mêmes propriétés chimiques ?
Les propriétés chimiques d’un atome dépendent principalement de ses électrons, notamment ceux de sa couche externe.
Comme les isotopes possèdent le même nombre d’électrons, ils réagissent chimiquement de la même manière.
La différence concerne essentiellement leur masse et parfois leur stabilité nucléaire.
IX. La radioactivité
La plupart des isotopes sont stables et conservent leur structure atomique au cours du temps.
Cependant, certains isotopes sont instables.
On les appelle des isotopes radioactifs ou radio-isotopes.
Leur noyau se transforme spontanément afin d’atteindre un état plus stable.
Cette transformation s’appelle la désintégration radioactive.
Que se passe-t-il lors d’une désintégration radioactive ?
Lorsqu’un noyau radioactif se désintègre :
il émet de l’énergie ;
il peut émettre des particules ;
il peut se transformer en un autre élément chimique.
Cette émission d’énergie constitue le phénomène de radioactivité.
Exemples d’isotopes radioactifs
Hydrogène 3 (H-3)
Carbone 14 (C-14)
Oxygène 15 (O-15)
Oxygène 19 (O-19)
Iode 131 (I-131)
X. La demi-vie radioactive
Tous les isotopes radioactifs ne se désintègrent pas à la même vitesse.
Certains se désintègrent en quelques fractions de seconde.
D’autres mettent des milliers voire des millions d’années.
La demi-vie correspond au temps nécessaire pour que la moitié des noyaux radioactifs d’un échantillon se désintègrent.
Exemples
Isotope Demi-vie
Carbone 14 5730 ans
Iode 131 8 jours
Application du carbone 14
Le carbone 14 est utilisé pour déterminer l’âge d’échantillons biologiques anciens :
os ;
bois ;
fossiles ;
vestiges archéologiques.
XI. Applications médicales de la radioactivité 🏥
La radioactivité possède à la fois des risques et des bénéfices.
Les radio-isotopes sont largement utilisés en médecine moderne.
En diagnostic
Certains radio-isotopes servent de traceurs.
Ils permettent de suivre le trajet d’une substance dans l’organisme.
Exemples
Thallium 201 : étude du débit sanguin cardiaque ;
Technétium 99m : scintigraphies ;
Fluor 18 : TEP scan.
En thérapeutique
Certains isotopes radioactifs sont utilisés pour détruire des cellules malades.
Exemples
Iode 131 :
exploration de la thyroïde ;
traitement de l’hyperthyroïdie ;
traitement de certains cancers thyroïdiens.
Césium 137 :
traitement de certains cancers.
Iridium :
curiethérapie ;
traitement du cancer de la prostate.
XII. Les radicaux libres
Un radical libre est un atome ou une molécule possédant un électron non apparié sur sa couche externe.
Cette situation le rend très instable.
Pour retrouver sa stabilité, il cherche à capturer un électron provenant d’une autre molécule.
Il devient alors extrêmement réactif.
Pourquoi sont-ils dangereux ?
Lorsqu’ils arrachent des électrons à d’autres molécules, les radicaux libres peuvent endommager :
les membranes cellulaires ;
les protéines ;
l’ADN ;
les mitochondries.
On parle alors de stress oxydatif.
Sources de radicaux libres
Les radicaux libres peuvent être produits par :
le métabolisme normal ;
les rayons UV ;
les rayons X ;
le tabac ;
la pollution ;
certains produits chimiques.
Conséquences possibles
Un excès de radicaux libres est associé à :
l’athérosclérose ;
certains cancers ;
la maladie d’Alzheimer ;
l’emphysème ;
le diabète ;
la cataracte ;
la dégénérescence maculaire liée à l’âge ;
le vieillissement cellulaire.
XIII. Les antioxydants
Les antioxydants sont des molécules capables de neutraliser les radicaux libres.
Ils limitent ainsi les dommages cellulaires.
Exemples d’antioxydants
Vitamine C ;
Vitamine E ;
Bêta-carotène ;
Zinc ;
Sélénium.
Les fruits rouges, les légumes colorés et de nombreux végétaux sont particulièrement riches en antioxydants.
- Le numéro atomique (Z) correspond au nombre de protons.
- Le nombre de masse (A) correspond à la somme des protons et des neutrons.
- Les isotopes possèdent le même nombre de protons mais un nombre différent de neutrons.
- La masse atomique est la moyenne des masses des isotopes naturels.
- Certains isotopes sont instables et deviennent radioactifs.
- La radioactivité est utilisée en médecine pour le diagnostic et le traitement de certaines maladies.