Chaque élément a un nombre unique de protons, indiqué par son numéro atomique et sa position dans le tableau périodique. Outre les protons, les noyaux de tous les éléments, à l'exception de l'hydrogène, contiennent également des neutrons, qui sont des particules électriquement neutres de même masse que les protons. Le nombre de protons dans le noyau d'un élément particulier ne change jamais, ou il deviendrait un élément différent. Le nombre de neutrons peut cependant changer. Chaque variation du nombre de neutrons dans le noyau d'un élément particulier est un isotope différent de cet élément.
Comment désigner les isotopes

Le mot "isotope" vient des mots grecs isos
(égal) et topos
(place), qui signifient que les isotopes d'un élément occupent la même place dans le tableau périodique, même s'ils ont des masses atomiques différentes. Contrairement au nombre atomique, qui est égal au nombre de protons dans le noyau, la masse atomique est la masse de tous les protons et des neutrons.

Une façon de désigner un isotope est d'écrire le symbole de l'élément suivi d'un nombre qui indique le nombre total de nucléons dans son noyau. Par exemple, un isotope de carbone a 6 protons et 6 neutrons dans son noyau, vous pouvez donc le désigner comme C-12. Un autre isotope, C-14, a deux neutrons supplémentaires.

Une autre façon de désigner les isotopes est d'utiliser des indices et des exposants avant le symbole de l'élément. En utilisant cette méthode, vous désigneriez le carbone-12 comme ^{12 _{6C et le carbone-14 comme 14 6C. L'indice est le numéro atomique et l'index est la masse atomique.
Masse atomique moyenne}}

Chaque élément qui se produit dans la nature a de multiples formes isotopiques, et les scientifiques ont réussi à en synthétiser beaucoup plus en laboratoire. Je pense qu'il y a 275 isotopes des éléments stables et environ 800 isotopes radioactifs. Parce que chaque isotope a une masse atomique différente, la masse atomique répertoriée pour chaque élément dans le tableau périodique est une moyenne des masses de tous les isotopes pondérées par le pourcentage total de chaque isotope qui se produit dans la nature.

Pour Par exemple, dans sa forme la plus élémentaire, le noyau d'hydrogène se compose d'un seul proton, mais il existe deux isotopes naturels, le deutérium ( ^{2 _{1H), qui a un proton et le tritium ( 3 < "sub>1H), which has two.", 3, [[Parce que la forme ne contenant pas de protons est de loin la plus abondante, la masse atomique moyenne d'hydrogène n'est pas très différente de 1. Elle est de 1,008.
Isotopes et radioactivité}}

Les atomes sont plus stables lorsque le nombre de les protons et les neutrons dans le noyau sont égaux. L'ajout d'un neutron supplémentaire ne perturbe pas souvent cette stabilité, mais lorsque vous en ajoutez deux ou plus, l'énergie de liaison qui maintient les nucléons ensemble peut ne pas être assez forte pour les contenir. Les atomes rejettent les neutrons supplémentaires et avec eux, une certaine quantité d'énergie. Ce processus est la radioactivité.

Tous les éléments avec des nombres atomiques supérieurs à 83 sont radioactifs en raison du grand nombre de nucléons dans leurs noyaux. Lorsqu'un atome perd un neutron pour revenir à une configuration plus stable, ses propriétés chimiques ne changent pas. Cependant, certains des éléments les plus lourds peuvent perdre un proton pour obtenir une configuration plus stable. Ce processus est une transmutation car l'atome se transforme en un élément différent lorsqu'il perd un proton. Lorsque cela se produit, l'atome subissant le changement est l'isotope parent, et celui qui reste après la désintégration radioactive est l'isotope fille. Un exemple de transmutation est la désintégration de l'uranium-238 en thorium-234.