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, con excepción del hidrógeno, también contienen neutrones, que son partículas eléctricamente neutras con la misma masa que los protones. El número de protones en el núcleo de un elemento en particular nunca cambia, o se convertiría en un elemento diferente. Sin embargo, la cantidad de neutrones puede cambiar. Cada variación en el número de neutrones en el núcleo de un elemento en particular es un isótopo diferente de ese elemento.
Cómo denotar 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 denotar un isótopo es escribir el símbolo del elemento seguido de un número que denota el número 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. Con este método, denotaría el carbono 12 como ^{12 _{6C y el carbono-14 como 14 6C. El subíndice es el número atómico y el superíndice es la masa atómica.
Masa atómica promedio}}

Cada elemento que ocurre 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 ocurre en la naturaleza.

Para Por 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), which has two.", 3, [[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 el número de Los protones y los neutrones en el núcleo son iguales. Agregar un neutrón adicional a menudo no altera esta estabilidad, pero cuando agrega dos o más, la energía de unión que mantiene unidos a los nucleones puede no ser lo suficientemente fuerte como para mantenerlos. Los átomos arrojan los neutrones adicionales y con ellos, una cierta cantidad de energía. Este proceso es la 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 cambia a 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.