* isotopen: De meeste elementen bestaan ​​in de natuur als een mengsel van verschillende isotopen. Isotopen zijn atomen van hetzelfde element die hetzelfde aantal protonen hebben (het element definiëren) maar verschillende aantallen neutronen. Dit verschil in neutronen resulteert in verschillende massa's voor elke isotoop.

* gewogen gemiddelde: De atoommassa op het periodiek systeem is een gewogen gemiddelde van de massa's van alle natuurlijk voorkomende isotopen van dat element. De weging is gebaseerd op de relatieve overvloed van elke isotoop.

Voorbeeld:koolstof

* Carbon-12 (6 protonen, 6 neutronen) heeft een massa van 12 atomaire massa-eenheden (AMU).

* Carbon-13 (6 protonen, 7 neutronen) heeft een massa van 13 AMU.

* Carbon-14 (6 protonen, 8 neutronen) heeft een massa van 14 AMU (zeer zeldzaam).

Carbon-12 is de meest voorkomende isotoop, die ongeveer 98,9% van de natuurlijke koolstof uitmaken. Carbon-13 is ongeveer 1,1% overvloedig. De gemiddelde atoommassa van koolstof wordt berekend als:

(0.989 x 12 AMU) + (0,011 x 13 AMU) ≈ 12.01 Amu

Sleutelpunt: De atoommassa van een element is een gewogen gemiddelde, niet de massa van een enkel atoom. Omdat de isotopen verschillende massa's en overvloed hebben, verschijnt het resulterende gemiddelde vaak als een fractie.