De meeste elementen bestaan ​​in meer dan één isotoop in de natuur. De abundantie van de van nature voorkomende isotopen beïnvloedt de gemiddelde atomaire massa van het element. De waarden voor atoommassa die op het periodiek systeem zijn gevonden, zijn de gemiddelde atoomgewichten waarbij rekening wordt gehouden met de verschillende isotopen. De berekening van het gemiddelde atoomgewicht is een gewogen gemiddelde op basis van overvloed. Voor elementen die slechts één isotoop hebben, ligt de atomaire massa dicht bij de waarde die u zou verwachten, op basis van het aantal protonen en neutronen in de kern.

Zoek de mogelijke isotoop op voor het element van belang. Alle elementen hebben één isotoop en sommige hebben twee of meer isotopen. Om de gemiddelde atomaire massa te berekenen, moet u weten hoeveel isotopen er zijn, hun abundantie en hun atoommassa.

Zoek de natuurlijke abundantie van elk van de isotopen. Noteer deze abundanties met het isotoopnummer voor het element.

Bereken de atomaire massa door een gewogen gemiddelde te gebruiken. Om een ​​gewogen gemiddelde in tabelvorm te zetten, vermenigvuldigt u elk van de isotopen met het percentage van de abundantie. Som de resultaten voor alle isotopen. Zoek bijvoorbeeld de gemiddelde atomaire massa voor magnesium. De drie isotopen van magnesium zijn Mg (24), Mg (25) en Mg (26). Het percentage abundantie en massa van elk van deze isotopen is Mg (24) is 78,9 procent bij 23,985, Mg (25) is 10,0 procent bij 24,986 en Mg (26) is 11,1 procent bij 25,983. Het gewogen gemiddelde wordt berekend door (procent 1 * atoomgewicht) + (procent 2 * atoomgewicht) + (procent 3 * atoomgewicht) = (0,789 * 23,985) + (0,100 * 24,986) + (0,111 * 25,983) = (18,924 + 2.499 + 2.884) = 24.307. De gepubliceerde waarde is 24.305. Afrondingsfouten kunnen het kleine verschil verklaren.