Por definición es el peso de un átomo de un elemento. debido a que los átomos son tan diminutos, aún no visibles por ningún microscopio, sus pesos en gramos son muy pequeños, del orden de 
gr. Para obviar estos valores, se ha establecido la unidad de masa atómica, u.m.a. , que es igual a la masa de un protón o de un neutrón. Por ejemplo, el peso atómico del azufre es 32 u.m.a., lo que quiere decir que un átomo de este elemento tiene 32 partículas entre protones y neutrones.
gr. Para obviar estos valores, se ha establecido la unidad de masa atómica, u.m.a. , que es igual a la masa de un protón o de un neutrón. Por ejemplo, el peso atómico del azufre es 32 u.m.a., lo que quiere decir que un átomo de este elemento tiene 32 partículas entre protones y neutrones.| En todas las unidades de medida existen patrones de comparación a los cuales se les asigna un valor. Para establecer la escala de pesos atómicos, a un elemento se le asigna un valor, en unidades de masa atómica, igual a su número de masa. |
Así, por ejemplo, han existido como patrones el hidrógeno (1 u.m.a.), oxígeno (16 u.m.a.) y actualmente al isotopo del carbono de número de masa 12, se le asignó una masa atómica de 12 u.m.a. y todas las masa atómicas se establecen con relación a este isotopo del carbono.
| La unidad de masa atómica se define como la doceava parte de la masa de un átomo del isotopo 12 del carbono. |
La diferencia en las 3 escalas radica en que cuando se escogió el hidrógeno como patrón, se le daba un valor de 1 u.m.a. a la mezcla natural de sus isotopos, igualmente de 16 u.m.a. a la mezcla de isotopos del oxigeno. En cambio con el carbono se escogió de referencia uno de sus isotopos.
| Los isotopos son átomos de un mismo elemento ya que tienen igual número de protones (igual número atómico), pero diferente número de de masa por contener diferente número de neutrones en su núcleo. |
Con el fin de determinar los pesos atómicos relativos de los elementos con mayor exactitud, se ha construido un aparato llamado espectrógrafo de masas, que mide la relación carga/masa para un átomo ionizado y desviado mediante campos eléctricos y magnéticos A mayor desviación menor relación de carga carga/masa y la comparación entre las desviaciones permite establecer masa atómicas relativas.
| El peso atómico, que aparece en la tabla periódica es un promedio del peso de todos los isotopos del elemento, establecidos por el espectrógrafo de masas, teniendo en cuenta además la abundancia relativa de ellos en la naturaleza. El peso atómico promedio se calcula mediante la expresión:  donde A = peso atómico promedio Ni = abundancia relativa en términos porcentuales. Ai = masa atómica de cada isotopo El término masa atómica se prefiere para designar la masa de un isotopo y peso atómico para la masa promedio de los distintos isotopos de un elemento. |
| Número atómico: número de protones en el núcleo de un átomo. Número de masa: número total de protones y neutrones en el núcleo de un átomo. |
| Ejemplo 1: Determine el peso atómico promedio del cloro si tiene dos isotopos cuyas masas atómicas son 35 y 37 u.m.a. Sus abundancias relativas son 77,5 % y 22,5% respectivamente. Solución: Reemplazando en la ecuación anterior tenemos:  Cómo ya se estableció, el valor de una u.m.a. es tan pequeña que se hizo necesario establecer una unidad de peso mayor, el átomo-gramo. |
tiene 6 protones y 6 neutrones, luego la masa de un átomo de carbono es 12 u.m.a.
