* isótopos: La mayoría de los elementos existen en la naturaleza como una mezcla de diferentes isótopos. Los isótopos son átomos del mismo elemento que tienen el mismo número de protones (definiendo el elemento) pero diferentes números de neutrones. Esta diferencia en los neutrones da como resultado diferentes masas para cada isótopo.
* Promedio ponderado: La masa atómica enumerada en la tabla periódica es un promedio ponderado de las masas de todos los isótopos naturales de ese elemento. La ponderación se basa en la abundancia relativa de cada isótopo.
Ejemplo:carbono
* Carbon-12 (6 protones, 6 neutrones) tiene una masa de 12 unidades de masa atómica (AMU).
* Carbon-13 (6 protones, 7 neutrones) tiene una masa de 13 amu.
* Carbon-14 (6 protones, 8 neutrones) tiene una masa de 14 amu (muy raro).
El carbono-12 es el isótopo más abundante, que representa alrededor del 98.9% del carbono natural. El carbono-13 es de aproximadamente 1.1% abundante. La masa atómica promedio de carbono se calcula como:
(0.989 x 12 amu) + (0.011 x 13 amu) ≈ 12.01 amu
Punto clave: La masa atómica de un elemento es un promedio ponderado, no la masa de un solo átomo. Dado que los isótopos tienen diferentes masas y abundancias, el promedio resultante a menudo aparece como una fracción.
