Cada elemento tiene un número único de protones, denotado por su número atómico y su posición en la tabla periódica. Además de los protones, los núcleos de todos los elementos, a excepción del hidrógeno, también contienen neutrones, que son partículas eléctricamente neutras con la misma masa que los protones. La cantidad de protones en el núcleo de un elemento particular nunca cambia, o se convertiría en un elemento diferente. La cantidad de neutrones puede cambiar, sin embargo. Cada variación en el número de neutrones en el núcleo de un elemento en particular es un isótopo diferente de ese elemento.

Cómo denominar a los isótopos

La palabra "isótopo" proviene de las palabras griegas isos
(igual) y topos
(lugar), lo que significa que los isótopos de un elemento ocupan el mismo lugar en la tabla periódica, a pesar de que tienen diferentes masas atómicas. A diferencia del número atómico, que es igual al número de protones en el núcleo, la masa atómica es la masa de todos los protones y los neutrones.

Una forma de indicar un isótopo es escribir el símbolo del elemento seguido por un número que denota la cantidad total de nucleones en su núcleo. Por ejemplo, un isótopo de carbono tiene 6 protones y 6 neutrones en su núcleo, por lo que puede denotarlo como C-12. Otro isótopo, C-14, tiene dos neutrones adicionales.

Otra forma de denotar isótopos es con subíndices y superíndices antes del símbolo del elemento. Usando este método, denotaría carbono-12 como ^{12 _{6C y carbono-14 como 14 6C. El subíndice es el número atómico y el superíndice es la masa atómica.}}

Masa Atómica Media

Todo elemento que se produce en la naturaleza tiene múltiples formas de isótopos, y los científicos han logrado sintetizar muchos más en el laboratorio. En total, hay 275 isótopos de los elementos estables y alrededor de 800 isótopos radiactivos. Debido a que cada isótopo tiene una masa atómica diferente, la masa atómica enumerada para cada elemento en la tabla periódica es un promedio de las masas de todos los isótopos ponderados por el porcentaje total de cada isótopo que se produce en la naturaleza.

Para ejemplo, en su forma más básica, el núcleo de hidrógeno consiste en un solo protón, pero hay dos isótopos naturales, el deuterio ( ^{2 _{1H), que tiene un protón y el tritio ( 3 < sub> 1H), que tiene dos. Debido a que la forma que no contiene protones es con mucho la más abundante, la masa atómica promedio de hidrógeno no es muy diferente de 1. Es 1.008.}}

Isótopos y radiactividad

Los átomos son más estables cuando la cantidad de protones y neutrones en el núcleo son iguales. Agregar un neutrón adicional a menudo no altera esta estabilidad, pero cuando se agregan dos o más, la energía de enlace que mantiene unidos a los nucleones puede no ser lo suficientemente fuerte como para contenerlos. Los átomos arrojan los neutrones adicionales y con ellos, una cierta cantidad de energía. Este proceso es radiactividad.

Todos los elementos con números atómicos superiores a 83 son radiactivos debido a la gran cantidad de nucleones en sus núcleos. Cuando un átomo pierde un neutrón para volver a una configuración más estable, sus propiedades químicas no cambian. Sin embargo, algunos de los elementos más pesados ​​pueden arrojar un protón para lograr una configuración más estable. Este proceso es transmutación porque el átomo se transforma en un elemento diferente cuando pierde un protón. Cuando esto sucede, el átomo que experimenta el cambio es el isótopo padre, y el que queda después de la desintegración radiactiva es el isótopo hijo. Un ejemplo de transmutación es la descomposición del uranio-238 en torio-234.