Isotopes de l'oxygène

Les premières tentatives de séparation isotopique de ¹⁶O et ¹⁸O remontent à 1935 quand Harold Clayton Urey a cherché à séparer les différentes formes isotopiques de l'eau avec une colonne de distillation à bande tournante^[1].

Parmi les premières utilisations de ces isotopes ont été l'étude des mécanismes en chimie organique, en particulier pour les mécanismes d'estérification et d'hydrolyse.

L'oxygène naturel est constitué des trois isotopes stables ¹⁶O, ¹⁷O et ¹⁸O, ¹⁶O étant le plus abondant. L'importante abondance relative et absolue de ¹⁶O s'explique par le fait qu'il est un produit principal de l'évolution des étoiles ainsi qu'un isotope primaire, c'est-à-dire qu'il peut être produit par des étoiles qui étaient initialement uniquement composées d'hydrogène^[2]. La plupart de ¹⁶O est synthétisé à la fin du processus de fusion de l'hélium dans les étoiles ; la réaction triple alpha crée du carbone 12 (¹²C) qui capture un noyau supplémentaire d'hélium 4 (⁴He) pour produire ¹⁶O. La fusion du néon produit aussi ¹⁶O^[2] . ¹⁷O et ¹⁸O sont tous les deux des isotopes secondaires, c'est-à-dire que leur nucléosynthèse requiert un « noyau graine ». ¹⁷O est principalement produit par la fusion de l'hydrogène en hélium lors du cycle CNO, faisant de lui un isotope commun dans les zones de l'étoile brûlant de l'hydrogène^[2]. ¹⁸O est lui principalement produit quand ¹⁴N (abondant lors du cycle CNO) capture un noyau de ⁴He (autrement dit, une particule alpha) faisant de ¹⁸O un isotope commun dans les zones de l'étoile riches en hélium^[2]. Environ un milliard de degrés Celsius sont nécessaires pour que deux noyaux d'oxygène subissent une fusion nucléaire pour former des isotopes plus lourds de soufre^[3].

Les molécules d'eau contenant l'isotope le plus léger sont plus susceptibles de s'évaporer et de retomber sous la forme de précipitations^[4], ainsi l'eau de glacier et la glace polaire contiennent légèrement moins (0,1981 %) de l'isotope lourd ¹⁸O que l'air (0,204 %) ou l'eau de mer (0,1995 %). Cette disparité permet des analyses de températures anciennes via l'étude de carottes de glace ou la détermination d'isoscapes (en) pour le traçage géographique de matériel archéologique^[5].

L'oxygène 16 (¹⁶O) est l'isotope de l'oxygène dont le noyau est constitué de 8 protons et de 8 neutrons. C'est l'isotope le plus abondant (99,8 %) ce qui fait qu'en pratique, lorsqu'on parle d'oxygène, on parle de cet isotope, en particulier chez les physiciens qui s'y réfèrent systématiquement, alors que les chimistes désignent sous le terme oxygène le mélange d'isotopes naturellement abondant, ce qui menait à des échelles de masse légèrement différentes dans les deux disciplines à l'époque (jusqu'en 1959) où l'unité de masse atomique était définie comme ¹⁄₁₆ de la masse d'un atome d'« oxygène ». Cette dualité a disparu en 1959/1960 lorsque l'UICPA et l'UIPPA se sont mises d'accord pour prendre comme unité de masse atomique unifiée, ou dalton, la douzième partie de la masse atomique du carbone 12 (¹²C)^[6].

L'oxygène 17 (¹⁷O) est l'isotope de l'oxygène dont le noyau est constitué de 8 protons et de 9 neutrons. C'est un isotope peu abondant (0,0373 % dans l'eau de mer, approximativement deux fois plus que le deutérium). Son spin de 5/2+ fait qu'il est le seul isotope stable pouvant être utilisé en études RMN.

L'oxygène 18 (¹⁸O) est l'isotope de l'oxygène dont le noyau est constitué de 8 protons et de 10 neutrons. C'est un isotope peu abondant (0,204 %). Il est utilisé en radiopharmacologie sous forme d'eau enrichie en espèces H₂¹⁸O pour produire, par bombardement de protons — ions hydrogène H⁺ — accélérés dans un cyclotron ou dans un accélérateur linéaire, du fluor 18, lequel est, par exemple, utilisé sous forme de fluorodésoxyglucose (¹⁸F) (¹⁸F-FDG) dans le cadre de la tomographie par émission de positons. En paléoclimatologie, le ratio noté δ¹⁸O, correspondant au rapport ¹⁸O/¹⁶O, permet, relevé dans les carottes de glace en Arctique ou en Antarctique, de déterminer la température des précipitations à travers les âges.

14 radioisotopes ont été caractérisés, les plus stables étant ¹⁵O avec une demi-vie de 122,24 s et ¹⁴O avec une demi-vie de 70,606 s^[7]. Tous les autres isotopes ont des demi-vies inférieures à 27 s et la majorité d'entre eux inférieure à 83 ms^[7].

Les isotopes plus légers que les isotopes stables se désintègrent principalement par désintégration β⁺ en isotopes de l'azote^[8],[9],[10], les plus lourds principalement par désintégration β⁻ en isotopes du fluor. Les isotopes à nombre de masse supérieur à 24 (²⁵O, ²⁶O, ²⁷O et ²⁸O) sont au-delà de la limite de stabilité neutron et sont donc particulièrement instables, se désintégrant par émission de neutron en l'isotope avec un neutron de moins, avec une demi-vie de quelques dizaines de nanosecondes.

L'isotope le plus léger connu de l'oxygène est ¹¹O, avec seulement trois neutrons pour huit protons. Sa découverte est annoncée en mars 2019 par une équipe de l'Université de Washington (États-Unis)^[11],[12].

L'oxygène 13 (¹³O) est l'isotope de l'oxygène dont le noyau est constitué de 8 protons et de 5 neutrons. C'est un isotope instable de spin 3/2⁻. Sa masse atomique est de 13,0248 uma. Il se désintègre en azote 13 par capture électronique avec une demi-vie de 8,58 ms et une énergie de désintégration de 17,765 MeV^[13]. Il est produit par désintégration du fluor 14^[14].

L'oxygène 15 (¹⁵O) est l'isotope de l'oxygène dont le noyau est constitué de 8 protons et de 7 neutrons et une masse atomique de 15,0030654 uma. Sa demi-vie est de 122 s^[15]. Il est fréquemment utilisé en tomographie par émission de positons.

Des noyaux d'oxygène 28, ainsi que d'oxygène 27, ont été observés pour la première fois en 2022. ²⁷O et ²⁸O n'existent que sous la forme de résonances éphémères (avec une demi-vie de l'ordre de 10⁻²¹ s, mais qui n'a pas pu être mesurée exactement), et se décomposent en ²⁴O par émission de neutrons. Le nucléide ²⁸O présente un intérêt particulier car Z = 8 et N = 20 sont tous deux des nombres magiques, mais il n'exhibe aucune stabilisation et les mesures montrent que les neutrons ne constituent pas une couche complète^[16],[17].

Remarques

• La précision de l'abondance isotopique et de la masse atomique est limitée par des variations. Les échelles de variations données sont normalement valables pour tout matériel terrestre normal.
• Les valeurs marquées # ne sont pas purement dérivées des données expérimentales, mais aussi au moins en partie à partir des tendances systématiques. Les spins avec des arguments d'affectation faibles sont entre parenthèses.
• Les incertitudes sont données de façon concise entre parenthèses après la décimale correspondante. Les valeurs d'incertitude dénotent un écart-type, à l'exception de la composition isotopique et de la masse atomique standard de l'IUPAC qui utilisent des incertitudes élargies.

Pour la table

• Masse des isotopes depuis :
  • (en) G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault, J. Blachot and O. Bersillon, « The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties », Nuclear Physics A, vol. 729,‎ 2003, p. 3–128 (DOI 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001, Bibcode 2003NuPhA.729....3A, lire en ligne [archive du 23 septembre 2008])
• Compositions isotopiques et masses atomiques standards :
  • (en) J. R. de Laeter, J. K. Böhlke, P. De Bièvre, H. Hidaka, H. S. Peiser, K. J. R. Rosman and P. D. P. Taylor, « Atomic weights of the elements. Review 2000 (IUPAC Technical Report) », Pure and Applied Chemistry, vol. 75, n^o 6,‎ 2003, p. 683–800 (DOI 10.1351/pac200375060683, lire en ligne)
  • (en) M. E. Wieser, « Atomic weights of the elements 2005 (IUPAC Technical Report) », Pure and Applied Chemistry, vol. 78, n^o 11,‎ 2006, p. 2051–2066 (DOI 10.1351/pac200678112051, résumé, lire en ligne)
• Demi-vie, spin et données sur les isomères sélectionnés depuis les sources suivantes :
  • (en) G. Audi, A. H. Wapstra, C. Thibault, J. Blachot and O. Bersillon, « The NUBASE evaluation of nuclear and decay properties », Nuclear Physics A, vol. 729,‎ 2003, p. 3–128 (DOI 10.1016/j.nuclphysa.2003.11.001, Bibcode 2003NuPhA.729....3A, lire en ligne [archive du 23 septembre 2008])
  • (en) National Nuclear Data Center, « NuDat 2.1 database », Brookhaven National Laboratory (consulté en septembre 2005)
  • (en) N. E. Holden et D. R. Lide (dir.), CRC Handbook of Chemistry and Physics, CRC Press, 2004, 85^e éd., 2712 p. (ISBN 978-0-8493-0485-9, lire en ligne), « Table of the Isotopes », Section 11

Pour la partie texte

• (en) Gerhard A. Cook, Carol M. Lauer et Clifford A. Hampel (dir.), The Encyclopedia of the Chemical Elements, New York, Reinhold Book Corporation, 1968, 499–512 p., « Oxygen »
• (en) John Emsley, Nature's Building Blocks : An A-Z Guide to the Elements, Oxford, England, UK, Oxford University Press, 2001, 297–304 p. (ISBN 0-19-850340-7, lire en ligne), « Oxygen »
• (en) G. D. Parks et J. W. Mellor, Mellor's Modern Inorganic Chemistry, Londres, Longmans, Green and Co, 1939, 6^e éd.

• (en) Cet article est partiellement ou en totalité issu de l’article de Wikipédia en anglais intitulé « Isotopes of oxygen » (voir la liste des auteurs).

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