⚛ SYNTHÈSE – IONS ET ISOTOPES

1. Rappel – La notation de nuclide

Pour bien comprendre les ions et les isotopes, il faut maîtriser la notation symbolique d'un atome :

A Z X

📌 Pour un atome neutre : nombre d'électrons = Z

📌 La charge électrique totale d'un atome neutre = 0

2. Les ions – rappel et approfondissement

Ion : atome ou groupe d'atomes ayant perdu ou gagné un ou plusieurs électrons.

→ Sa charge électrique n'est plus nulle.

→ Son numéro atomique Z ne change pas : c'est toujours le même élément chimique.

Charge de l'ion = Z − nombre d'électrons

Cations et anions

▲ CATION (charge +)
  • A perdu des électrons
  • Nb protons > Nb électrons
  • Notation : Xn+
  • Ex : Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺
▼ ANION (charge −)
  • A gagné des électrons
  • Nb protons < Nb électrons
  • Notation : Xn−
  • Ex : Cl⁻, O²⁻, F⁻

Exemples guidés

Ion sodium Na⁺ (Z = 11)
Atome Na : 11 protons, 11 électrons, neutre
Na⁺ : a perdu 1 électron → 11 protons, 10 électrons
Charge = 11 − 10 = +1 ✓
Configuration : 1s² 2s² 2p⁶ → configuration du néon (stable)
Ion chlorure Cl⁻ (Z = 17)
Atome Cl : 17 protons, 17 électrons, neutre
Cl⁻ : a gagné 1 électron → 17 protons, 18 électrons
Charge = 17 − 18 = −1 ✓
Configuration : 1s² 2s² 2p⁶ 3s² 3p⁶ → configuration de l'argon (stable)
Ion aluminium Al³⁺ (Z = 13)
Atome Al : 13 protons, 13 électrons, neutre
Al³⁺ : a perdu 3 électrons → 13 protons, 10 électrons
Charge = 13 − 10 = +3 ✓
Configuration : 1s² 2s² 2p⁶ → configuration du néon (stable)

✓ Ce qui change / ne change pas lors de la formation d'un ion :

GrandeurAtome neutreIon
Numéro atomique ZZZ (inchangé)
Nombre de protonsZZ (inchangé)
Nombre de neutronsN = A−ZN (inchangé)
Nombre d'électronsZZ − n (modifié)
Charge électrique0n+ ou n− (modifiée)
Masse≈ A × u≈ inchangée

3. Les isotopes

Isotopes : atomes ayant le même numéro atomique Z (même élément chimique) mais des nombres de masse A différents (nombre de neutrons différent).

👉 Les isotopes sont des atomes du même élément : ils ont les mêmes propriétés chimiques, mais des propriétés physiques légèrement différentes (masse différente).

Même Z
→
Même élément chimique


A différent
→
Nombre de neutrons différent
Isotopes : même Z, même nb de protons, même nb d'électrons — mais N différent

4. Exemples d'isotopes

Les isotopes du carbone

¹²C
Z = 6  |  A = 12
6 protons
6 électrons
N = 12 − 6 = 6 neutrons
Isotope stable (98,9 %)
¹³C
Z = 6  |  A = 13
6 protons
6 électrons
N = 13 − 6 = 7 neutrons
Isotope stable (1,1 %)
¹⁴C
Z = 6  |  A = 14
6 protons
6 électrons
N = 14 − 6 = 8 neutrons
Radioactif (datation)

📌 Conclusion : ¹²C, ¹³C et ¹⁴C sont trois isotopes du carbone.

Les isotopes de l'hydrogène

¹H
Z = 1  |  A = 1
1 proton / 1 électron
0 neutron
Hydrogène (99,98 %)
²H
Z = 1  |  A = 2
1 proton / 1 électron
1 neutron
Deutérium (D)
³H
Z = 1  |  A = 3
1 proton / 1 électron
2 neutrons
Tritium (T) – radioactif

Les isotopes du chlore

³⁵Cl
Z = 17  |  A = 35
17 protons / 17 électrons
N = 35 − 17 = 18 neutrons
75,77 %
³⁷Cl
Z = 17  |  A = 37
17 protons / 17 électrons
N = 37 − 17 = 20 neutrons
24,23 %

5. Abondance isotopique et masse atomique

Abondance isotopique : proportion de chaque isotope dans un échantillon naturel d'un élément, exprimée en pourcentage.

La masse atomique indiquée dans le tableau périodique est une moyenne pondérée des masses de tous les isotopes naturels de l'élément.

📌 Exemple – Chlore (Cl) :

Masse atomique moyenne = (35 × 0,7577) + (37 × 0,2423) ≈ 35,45 u
→ C'est la valeur affichée dans le tableau périodique ✓

✓ Formule de la masse atomique moyenne :

M̄ = (A₁ × p₁) + (A₂ × p₂) + …

où A₁, A₂… sont les nombres de masse et p₁, p₂… les abondances relatives (entre 0 et 1).

6. Différences entre ion et isotope

Il est essentiel de ne pas confondre ces deux notions :

ION
  • Z identique à l'atome
  • A identique à l'atome
  • Nombre d'e⁻ différent
  • Charge électrique non nulle
  • Même élément, même masse
ISOTOPE
  • Z identique aux autres isotopes
  • A différent (N différent)
  • Nombre d'e⁻ identique
  • Charge électrique nulle (atome neutre)
  • Même élément, masse différente
GrandeurAtome neutreIon (Xn±)Isotope
Numéro atomique ZZZ (inchangé)Z (inchangé)
Nombre de protonsZZ (inchangé)Z (inchangé)
Nombre de neutrons NA − ZA − Z (inchangé)différent
Nombre d'électronsZZ ± n (modifié)Z (inchangé)
Nombre de masse AAA (inchangé)différent
Charge électrique0n+ ou n−0

8. Erreurs fréquentes

9. À retenir

Ions et Isotopes
• Ion : même Z, même A, nombre d'e⁻ différent → charge non nulle
• Isotope : même Z, même nb e⁻, A différent → N différent
• Charge ion = Z − nb d'électrons
• Cation (+) : perte d'e⁻  |  Anion (−) : gain d'e⁻
• Z ne change jamais (ni ion, ni isotope)
• Isotopes : mêmes propriétés chimiques, masses différentes
• Masse atomique = moyenne pondérée des isotopes naturels
• Exemples : ¹²C / ¹³C / ¹⁴C  |  ¹H / ²H / ³H  |  ³⁵Cl / ³⁷Cl

📊 Tableau récapitulatif

Notion Définition Ce qui change Exemple
Ion Atome ayant perdu/gagné des e⁻ Nb d'e⁻ et charge Na⁺, Cl⁻
Cation Ion de charge positive Perd des e⁻ Na⁺, Mg²⁺, Al³⁺
Anion Ion de charge négative Gagne des e⁻ Cl⁻, O²⁻, F⁻
Isotopes Même Z, A différent Nb de neutrons ¹²C et ¹⁴C
Abondance Proportion de chaque isotope — ³⁵Cl : 75,77 %
Masse atomique Moyenne pondérée des isotopes — Cl : 35,45 u