Embora todos os átomos de um elemento tenham o mesmo número de prótons, os átomos podem diferir no número de nêutrons que possuem (Tabela 1-2). Esses átomos diferentes do mesmo elemento são chamados de isótopos. Quatro isótopos de hélio (He) são mostrados na Figura 1-1. Todos os átomos de cloro (Cl) têm 17 prótons, mas existem isótopos de cloro com 15 a 23 nêutrons. Apenas dois isótopos de cloro existem em quantidades significativas na natureza, aqueles com 18 nêutrons (75,53% de todos os átomos de cloro encontrados na natureza) e aqueles com 20 nêutrons (24,47%). Para escrever o símbolo de um isótopo, coloque o número atômico como um subscrito e o número de massa (prótons mais nêutrons) como um sobrescrito à esquerda do símbolo atômico. Os símbolos para os dois isótopos de cloro que ocorrem naturalmente seriam Cl e Cl. A rigor, o subscrito é desnecessário, pois todos os átomos de cloro têm 17 prótons. Portanto, os símbolos de isótopos são geralmente escritos sem o subscrito: 35Cl e 37Cl. Ao discutir esses isótopos, usamos o. termos cloro-35 e cloro-37. Para um núcleo ser estável, o número de nêutrons deve (para os primeiros elementos) ser igual ou ligeiramente superior ao número de prótons. Quanto mais prótons, maior a proporção de nêutrons para prótons para garantir a estabilidade. Os núcleos que possuem muitos de qualquer tipo de partícula fundamental são instáveis e se rompem radioativamente das maneiras que são discutidas no Capítulo 23.

A massa total de um átomo é chamada de peso atômico, e isso é quase, mas não exatamente a soma das massas de seus prótons, nêutrons e elétrons constituintes. * Quando prótons, nêutrons e elétrons se combinam para formar um átomo, parte de sua massa é convertida em energia e é emitida. (Esta é a fonte de energia nas reações de fusão nuclear.) Como o átomo não pode ser dividido em suas partículas fundamentais, a menos que a energia para a massa ausente seja fornecida de fora dele, essa energia é chamada de energia de ligação do núcleo.

Cada isótopo de um elemento é caracterizado por um número atômico (número total de prótons), um número de massa (número total de prótons se nêutrons), e um peso atômico (massa do átomo em unidades de massa atômica). Como as perdas de massa na formação de um átomo são pequenas, o número da massa é geralmente o mesmo que o peso atômico arredondado para o número inteiro mais próximo. (Por exemplo, o peso atômico do cloro-37 é 36,966, que é arredondado para 37.) Se houver vários isótopos de um elemento na natureza, é claro que o peso atômico experimentalmente observado (o peso atômico natural) será o ponderado média dos pesos dos isótopos. A média é ponderada de acordo com a abundância percentual dos isótopos. O cloro ocorre na natureza como 75,53% cloro-35 (34,97 amu) e 24,47% cloro-37 (36,97 amu), então a média ponderada dos pesos dos isótopos é

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O os pesos atômicos fornecidos na contracapa deste livro são todos médias ponderadas dos isótopos que ocorrem na natureza, e esses são os números que usaremos daqui em diante – a menos que estejamos discutindo especificamente um isótopo. Todos os isótopos de um elemento se comportam quimicamente da mesma maneira em sua maior parte. Seu comportamento será diferente em relação às propriedades sensíveis à massa, como taxas de difusão, que veremos mais tarde neste livro.