Înainte de 1961, o unitate de greutate atomică s-a bazat pe 1/16 (0,0625) din greutatea unui atom de oxigen. După acest punct, standardul a fost schimbat pentru a fi 1/12 din greutatea unui atom de carbon-12 în starea sa de sol. Un atom de carbon-12 i se atribuie 12 unități de masă atomică. Unitatea este fără dimensiuni.
Masă atomică este utilizat în mod interschimbabil cu greutatea atomică, deși cei doi termeni nu înseamnă exact același lucru. O altă problemă este aceea că „greutatea” implică o forță exercitată într-un câmp gravitațional, care ar fi măsurată în unități de forță, ca newtonii. Termenul de „greutate atomică” a fost folosit încă din 1808, așa că majoritatea oamenilor nu le pasă cu adevărat de probleme, dar pentru a reduce confuzia, greutatea atomică este mai cunoscută acum ca masă atomică relativă.
Pentru elementele sintetice, nu există o abundență naturală de izotopi. Deci, pentru aceste elemente, numărul total de nucleoni (suma numărului de protoni și neutroni din nucleul atomic) este de obicei citat în locul greutății atomice standard. Valoarea este dată între paranteze, astfel încât să se înțeleagă că este numărul de nucleoni și nu o valoare naturală.
Masă atomică - Masa atomică este masa unui atom sau a unei alte particule, exprimată în unități de masă atomică unificate (u). O unitate de masă atomică este definită ca 1/12 din masa unui atom de carbon-12. Deoarece masa electronilor este mult mai mică decât cea a protonilor și neutronilor, masa atomică este aproape identică cu numărul de masă. Masa atomică este notată cu simbolul mA.
Greutatea atomică standard - Aceasta este greutatea atomică așteptată sau masa atomică relativă a unui eșantion de element din scoarța și atmosfera Pământului. Este o medie a maselor relative de izotopi pentru un element din eșantioane colectate pe tot pământul, deci această valoare poate fi modificată pe măsură ce noi surse de element sunt descoperite. Greutatea atomică standard a unui element este valoarea citată pentru greutatea atomică pe tabelul periodic.