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La massa atomica viene solitamente riportata per ragioni storiche e di comodità scegliendo come unità di misura l'unità di massa atomica unificata, e non il chilogrammo:[1]
In particolare, la massa atomica di un elemento viene calcolata come media ponderata dei pesi atomici dei suoi isotopi: è la sommatoria del prodotto tra il peso atomico di ciascun isotopo e la relativa abbondanza isotopica.
La massa atomica standard di un dato elemento chimico è un valore standardizzato del massa atomica dell'elemento ed è dato dal valore medio dei pesi atomici di un certo numero di "campioni normali". Per "campione normale" si intende "ogni ragionevole fonte possibile dell'elemento o dei suoi composti presenti in commercio per l'industria e la scienza che non è stata oggetto di modifiche significative della sua composizione isotopica nell'arco di un breve periodo geologico". Tale valore viene revisionato ogni due anni dalla Commissione IUPAC per i Pesi Atomici e le Abbondanza Isotopiche.[2]
In prima approssimazione, il peso atomico è legato al numero totale di nucleoni presenti nel nucleo considerato. Il peso reale è leggermente inferiore alla somma dei pesi dei differenti componenti perché protoni e neutroni hanno massa diversa (anche se solo del 2‰) e perché parte della massa delle particelle costituenti il nucleo viene ceduta sotto forma di energia di legame nella fase di nucleosintesi, riducendo il peso totale (difetto di massa). Il peso degli elettroni modifica solo leggermente il totale, perché la massa di un elettrone è pari a 1⁄1836 quella di un protone, se considerati entrambi a riposo.
Il peso atomico non ha relazione alcuna con la nozione di peso degli oggetti ordinari, che è una misura di forza: è invece una misura del peso relativo tra atomi diversi, tale denominazione è di derivazione storica ed è tuttora utilizzata, benché scorretta.
A volte, ci si riferisce a questa grandezza con la dicitura peso atomico relativo che è scorretta e da evitare.
Jöns Jacob Berzelius (1779-1848) calcolò il valore del peso atomico degli elementi noti al suo tempo.
Una considerazione a latere correla il valore ottenuto con il concetto di mole, la settima grandezza fondamentale del SI: in 12 g [esattamente] di carbonio-12 (che ha massa assoluta pari a 1,99265×10−26 kg), si hanno 6,022×1023 atomi, che è il numero di Avogadro.
Siccome 12 u è la massa atomica del carbonio-12, si deduce che la massa atomica relativa di un elemento o di un'altra specie chimica è numericamente (ma non dimensionalmente) uguale alla massa molare,[3] che si esprime quindi g/mol. Nel SI le moli di entità (molecole, ioni, radicali, zwitterioni, elettroni, fotoni, etc.) si indicano con n e la massa molare (la massa di una mole di entità) con MM.
La seguente formula correla la massa molecolare alle moli di una entità di data massa:
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