Antes de 1961, uma unidade de peso atômico era baseada em 1/16 (0,0625) do peso de um átomo de oxigênio. Após esse ponto, o padrão foi alterado para 1/12 do peso de um átomo de carbono-12 em seu estado fundamental. Um átomo de carbono-12 recebe 12 unidades de massa atômica. A unidade é adimensional.
Massa atômica é usado de forma intercambiável com peso atômico, embora os dois termos não signifiquem exatamente a mesma coisa. Outra questão é que "peso" implica uma força exercida em um campo gravitacional, que seria medido em unidades de força, como newtons. O termo "peso atômico" está em uso desde 1808, então a maioria das pessoas não se importa com os problemas, mas para reduzir a confusão, o peso atômico é mais conhecido agora como massa atômica relativa.
Para elementos sintéticos, não há abundância natural de isótopos. Portanto, para esses elementos, a contagem total de núcleons (soma do número de prótons e nêutrons no núcleo atômico) é geralmente citada no lugar do peso atômico padrão. O valor é dado entre parênteses, para que seja entendido que é a contagem de núcleos e não um valor natural.
Massa atômica - Massa atômica é a massa de um átomo ou outra partícula, expressa em unidades de massa atômica unificadas (u). Uma unidade de massa atômica é definida como 1/12 da massa de um átomo de carbono-12. Como a massa de elétrons é muito menor que a de prótons e nêutrons, a massa atômica é quase idêntica ao número de massa. Massa atômica é denotada com o símbolo muma.
Peso atômico padrão - É o peso atômico esperado ou a massa atômica relativa de uma amostra de elemento na crosta e na atmosfera da Terra. É uma média de massas relativas de isótopos para um elemento de amostras coletadas em toda a Terra, portanto esse valor está sujeito a alterações à medida que novas fontes de elementos são descobertas. O peso atômico padrão de um elemento é o valor citado para o peso atômico no tabela periódica.