Isotoop

Mingi keemilise elemendi isotoobid on selle aatomite tüübid, mis erinevad üksteisest massiarvu (A) poolest. Järjenumber ehk aatomnumber ehk laenguarv (Z) on neil sama.

Nimetus

Sõna "isotoop" tuleb vanakreeka sõnadest ἴσος (ísos 'sama') ja τόπος (tópos 'koht'): isotoobid asuvad perioodilisustabelis ühel ja samal kohal. Sõna võttis algselt ingliskeelsena (isotope) kasutusele Frederick Soddy 1914. aastal.

Isotoopide tähistamine

Aatomi järjenumber vastab prootonite arvule aatomis. Seega langeb ühe ja sama elemendi isotoopidel prootonite arv aatomis kokku. Massiarvude erinevus tuleneb erinevast neutronite arvust aatomituumas. Isotoope tähistatakse elemendi nimega, millele järgneb sidekriips ja nukleonide (prootonite pluss neutronite) arv aatomituumas (näiteks raud-57, uraan-238, heelium-3). Sümbolkujul lisatakse elemendi keemilise sümboli ette ülaindeksina nukleonide arv (näiteks ⁵⁷Fe, ²³⁸U, ³He).

Vesiniku isotoopidel on ka erinimetused: prootium (vesinik-1), deuteerium (vesinik-2) ja triitium (vesinik-3). Deuteeriumil ja triitiumil on eraldi keemilised sümbolid: D ja T; prootiumil erisümbolit pole.

Radioaktiivsetesse ridadesse kuuluvatel isotoopidel on ka erinimetused.

Keemiliste ja füüsikaliste omaduste võrdlus

Isotoopide keemilised omadused on sarnased, sest elektronkatete ehitus on neil ühesugune.

Isotoopide füüsikalised omadused on erinevad, eriti väikese järjenumbriga elementidel.

Stabiilsed ja mittestabiilsed isotoobid

 Pikemalt artiklis Stabiilne isotoop

 Pikemalt artiklis Mittestabiilne isotoop

Eristatakse stabiilseid ja mittestabiilseid (radioaktiivseid). Ebastabiilsed isotoobid püüdlevad stabiilsuse poole ja lagunevad aja jooksul mõneks stabiilsemaks elemendiks või isotoobiks.

Looduslikud ja tehislikud isotoobid

Looduses esinevad elemendid enamasti isotoopide segudena.

Eristatakse looduslikke ja tehislikke isotoope. Tehislikult on tuumareaktsioonide abil saadud peaaegu kõikide elementide isotoope.